27. Растворы слабых электролитов. Константа диссоциации слабого электролита. Факторы влияющие на степень диссоциации слабого электролита.

Электролиты, диссоциирующие в растворах не полностью- слабые электролиты. В их растворах устанавливается равновесие между не диссоциированными молекулами и продуктами их диссоцации

(ионами). Например СH₃COOH↔H⁺ + CH3COO^-, константа диссоциации тогда равна К=[H⁺][CH₃COO^-]/[CH₃COOH]. К=α²С_m, где α- степень диссоциации, откуда α=√К/С_m , последнее соотношение показывает, что при разбавлении раствора (при уменьшении концентрации электролитаС_m)степень диссоциации электролита возрастает. Для расчетов связанных с диссоциацией кислот пользуются показателем константы диссоциации pK, который определяется соотношением pK=−lgK. С увеличением силы кислоты pK уменьшается, то чем больше pK, тем слабее кислота. При введении в раствор слабого электролита одноименных ионов равновесие диссоциации смещается в направлении образования недиссоциированных молекул, так что степень диссоциации электролита уменьшается. В растворах много основных кислот а также оснований, содержащих несколько гидроксильных групп, устанавливаются ступенчатые равновесия, отвечающие последовательным стадиям диссоциации. С каждой новой стадией диссоциации степень диссоциации уменьшается. Диссоциация электролита приводит к тому что общее число частиц растворенного вещества (молекул и ионов) в растворе возрастает по сравнению с раствором неэлектролита той же молярной концентрации. Поэтому свойства, зависящие от общего числа частиц растворенного вещества в растворе (коллигативные свойства), такие как осмотическое давление, температура кипения, понижение температуры замерзания, проявляются в растворах электролитов в большей степени чем в растворах неэлектролитов. Формула для вычисления понижения давления пара растворителя Δp=p₀(in₂ / n₁+in₂), где p₀ –давление насыщенного пара над чистым растворителем, n₁- кол-во растворенного вещества, n₂- кол-во растворителя, i- изотонический коэффициент. Понижение температуры кристаллизации Δt_{кристал} и повышении температуры кипения Δt_{кипения}:

tΔ_{кристалл}=iKm Δt=iEm ult m – моляльная концентрация электролита, К и Е – криоскопическая и эбуллиоскопическая постоянные. Осмотическое давление: P=iC_mRT. Изотонический коэффициент связан со степенью диссоциации i=1+α(k-1), где k- количество ионов на которые диссоциирует электролит.

Таким образом найдя значения этих величин (коллигативных свойств) мы можем найти степень диссоиации для растворов слабых электролитов.

28.Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели.

Вода, будучи очень слабым электролитом, в незначительной степени диссоциирует, образуя ионы водорода и гидроксид-ионы: H₂O ↔ H⁺ + OH^- Этому процессу соответствует константа диссоциации.К = [H⁺][OH^-] / [H₂O] Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то равновесная концентрация недиссоциированных молекул воды [H²O] с достаточной точностью равна общей концентрации воды, т.е. 1000/18 = 55,55моль/л. В разбавленных водных растворах концентрация воды мало изменяется так что ее можно считать постоянно величиной . Тогда выражение для константы диссоциации воды можно преобразовать следующим образом.:

[H⁺][OH^-] = K[H₂O] = K_H2O

Константа К воды равная произведению концентраций ионов H⁺ и OH^- представляет собой постоянную при данной температуре величину и называется ионным произведение воды.

В чистой воде концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы и при 25◦С составляют 10^-7 моль/л. Отсюда следует, что при этой температуре Кводы = 10^-14 . С ростом температуры она усиливается и значение Кводы возрастает.

Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы называются нейтральными растворами. Так при 25 град. С в нейтральном растворе [H⁺] = [OH^-] = 10^-7моль/л. В кислых растворах [H⁺] > [OH^-], в щелочных растворах [H⁺] < [OH^-].

Вместо концентраций ионов H⁺ и OH^- удобнее пользоваться их десятичными логарифмами, взятыми с обратным знаком; эти величины обозначаются символами pH и pOH и называются соответственно водородными и гидроксильным показателями:

pH = - lg[H⁺]; pOH = -lg[OH^-]

Логарифмируя соотношение [H⁺][OH^-]=K(воды) и меняя знаки на обратные, получим pH + pOH= pK_воды В частности, при температуре 25град.С. pH + pOH =14 При этой температуре в нейтральных растворах pH=7 в кислых pH<7 в щелочных pH>7