Напишем:


✔ Реферат от 200 руб.
✔ Контрольную от 200 руб.
✔ Курсовую от 500 руб.
✔ Решим задачу от 20 руб.
✔ Дипломную работу от 3000 руб.
✔ Другие виды работ по договоренности.

Узнать стоимость!

Не интересно!

 

 

 

Равновесия в растворах слабых электролитов

Важнейшей характеристикой слабого электролита служит константа диссоциации (Кдисс.):

KatnAnm ↔ nKat+ + mAn-

где  Kat – катион (положительно заряженный ион металла),

An – анион (отрицательно заряженный ион кислотного остатка).

Однако это выражение применимо только к слабым растворам слабых электролитов.

В том случае, если электролит распадается только на два иона:

KatAn ↔ Kat+ + An-

то равновесные концентрации образовавшихся при диссоциации катионов и анионов одинаковы и равны:

[Kat+] = [An-] = α·c(KatAn),

а недиссоциированных молекул: [KatAn] = (1-α) ·c(KatAn)

Подставляя в уравнение константы диссоциации, получим:

Это выражение получило название закона разбавления Оствальда. Оно позволяет находить константу диссоциации электролита по степени диссоциации или наоборот.

Для электролитов, у которых степень диссоциации очень мала, то есть α <<1:

 

Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Каждая ступень диссоциации характеризуется своей константой. Диссоциация трехосновной ортофосфорной кислоты H3PO4:

1. H3PO4 ↔ H+ +  H2PO4 –

2. H2PO4 - ↔ H+ +  HPO4 2–

3. HPO4 2-↔ H+ +  PO4 3–

При ступенчатой диссоциации веществ распад по последующей ступени всегда происходит в меньшей степени, чем по предыдущей. Действительно, константы диссоциации (константы кислотности) фосфорной кислоты по ступеням соотносятся:  K1 > K2 >  K3 = 8 · 10-3 > 6 · 10-8>10-12

Суммарному равновесию: H3PO4 ↔ 3H+ +  PO43- отвечает суммарная константа диссоциации:  K = K1· K2 ·K3

Диссоциация воды

Вода диссоциирует на ионы:  H2O ↔ H+ + OH-

 или 

Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то концентрация воды практически постоянна:

  , эта величина носит название ионного произведения воды.

 При 250С     

Растворы, где концентрации водородных и гидроксид-ионов одинаковы, нейтральны:

[H+] = [OH-] = 10-7 моль/л  нейтральная среда

[H+] › [OH-]  › 10-7 моль/л  кислая среда

[H+] ‹ [OH-] ‹ 10-7 моль/л  щелочная среда

Для удобства вычислений пользуются не концентрацией водородных ионов, а водородным показателем (pH):

pH = - lg [H+], соответственно:

pH = 7 нейтральная среда;

pH ‹ 7 кислая среда;

pH › 7 щелочная среда.

 

Предыдущие материалы: Следующие материалы: