ТЕОРЕТИЧНІ ОСНОВИ РЕАКЦІЙ КИСЛОТНО-ОСНОВНОЇ ВЗАЄМОДІЇ
Властивості води. Йонний добуток води. Водневий показник
Реакції, що застосовують в аналітичній хімії, найчастіше протікають у водних розчинах. Вода є досить слабким електролітом, в результаті дисоціації якого у розчин надходять йони гідрогену та гідроксиду. Спрощено дисоціацію води без урахування стадії утворення йону гідроксонію 
можна записати
.
Для стану рівноваги константа дисоціації води має вигляд
моль/л. (2.1)
Оскільки в дисоційованій формі перебуває мізерна частина молекул води, то концентрацію її недисоційованих молекул вважають сталою величиною. Рівняння (2.1) можна записати
, (2.2)
де 
йонний добуток води.
Як би не змінювались концентрації йонів 
або 
, їх добуток у будь-якому водному розчині є величиною сталою при кімнатній температурі. Йонний добуток води залежить лише від температури. З підвищенням температури збільшується йонний добуток води. При 
, а концентрації йонів гідрогену та гідроксиду однакові: 
моль/л. Співвідношення між концентраціями йонів гідрогену та гідроксиду справедливе не лише для чистої води, але й для будь-яких водних розчинів.
Від концентрації йонів та залежить кислотність середовища. Характеризуючи концентрацію йонів гідрогену в розчині, на практиці користуються водневим показником 
|
|
|
. (2.3)
Водневий показник – це від’ємний десятковий логарифм концентрації йонів гідрогену.
За аналогією використовують гідроксидний показник 
(2.4)
Величини і , як і концентрації відповідних йонів, залежать одна від одної. Прологарифмувавши рівняння 
, дістанемо
; 
. (2.5)
Для нейтрального розчину 
, 
.
Для кислого розчину 
, 
, а 
.
Для лужного розчину 
, 
, а 
.
Електролітична дисоціація. Розчини електролітів
Деякі розчини, що називаються електролітами, взаємодіючи з полярними молекулами розчинника, розпадаються на протилежно заряджені частинки - йони і утворюють розчини, що проводять електричний струм. Розщеплення розчиненої речовини на йони під дією молекул розчинника називають електролітичною дисоціацією. За рахунок йон-дипольної взаємодії молекул розчинника з йонами електроліту утворюються сольватовані (гідратовані) йони.
Процес дисоціації є оборотним. Кількісною характеристикою повноти перебігу електролітичної дисоціації є ступінь дисоціації 
- відношення числа молекул, що розпалися на йони 
до загального числа всіх молекул розчиненої речовини 
|
|
|
. (2.6)
Залежно від ступеня дисоціації електроліти поділяють на сильні і слабкі. Сильні електроліти в розбавлених водних розчинах дисоціюють практично повністю, тобто необоротно. До них відносяться сильні кислоти, луги, а також усі розчинні солі. Слід зазначити, що яким би сильним не був електроліт, значення ступеня дисоціації може тільки наближатися до 100% (або до 1,0), але ніколи цієї межи досягти не може. Слабкі електроліти в розчинах дисоціюють частково, тобто процес їх дисоціації є оборотним. Для слабких електролітів 
.
Важливою характеристикою процесу дисоціації слабких електролітів є константа дисоціації 
. Для бінарного електроліту процес дисоціації можна записати
.
Тоді константа дисоціації цього електроліту матиме вигляд
.
Константа дисоціації слабких електролітів пов’язана зі ступенем дисоціації законом розведення Оствальда
, (2.7)
|
|
|
де 
- молярна концентрація слабкого електроліту, моль/л.
Враховуючи, що для слабких електролітів ступінь дисоціації значно менша за одиницю ( 
), то рівняння (2.7) спрощується і закон розведення Оствальда має вигляд
. (2.8)
При розрахунках замість константи дисоціації дуже часто користуються показником константи дисоціації 
, який визначається за рівнянням
. (2.9)
Розчини сильних електролітів навіть при дуже великому розведенні не відносяться до ідеальних. Це реальні розчини, де кожний йон взаємодіє з усіма оточуючими його йонами, що викликає відхилення властивостей сильних електролітів від властивостей ідеальних розчинів. Щоб врахувати відхилення властивостей сильних електролітів, ввели поняття активність - 
.
Активність – це функція концентрації, тиску та температури, підстановка якої в рівняння законів, дійсних для ідеальних систем, дозволяє застосовувати їх для розрахунків властивостей реальних систем. Активність пов’язана з концентрацією розчину через коефіцієнт активності
|
|
|
, (2.10)
де 
молярна концентрація електроліту, моль/л; 
коефіцієнт активності.
Для розрахунку коефіцієнту активності в дуже розведених розчинах використовують рівняння першого наближення теорії Дебая - Гюккеля
, (2.11)
де 
добуток зарядів катіону і аніону; 
йонна сила розчину, яку розраховують за рівнянням
. (2.12)
Рівняння (2.11) справедливе для розчинів з 
.
Якщо 
, то коефіцієнт активності розраховують за рівнянням другого наближення теорії Дебая – Гюккеля
або 
. (2.13)
При виконанні хімічного аналізу різних матеріалів важливу роль відіграє середовище, в якому протікає та чи інша реакція. Оскільки кислотність розчину визначається концентрацією йонів гідрогену, то треба вміти розраховувати концентрацію цих йонів в розчинах сильних і слабких кислот та основ.
Для розчину одноосновної сильної кислоти концентрацію йонів гідрогену та її кислотність розраховують за рівняннями
, 
, (2.14)
де 
молярна концентрація одноосновної сильної кислоти, моль/л.
Для концентрованих розчинів розраховують водневий показник, виражений через активність йонів гідрогену
. (2.15)
Для сильних однокислотних основ концентрація йонів 
визначається за рівняннями
; 
, (2.16)
де 
молярна концентрація одноосновної сильної основи, моль/л.
Концентрацію йонів гідрогену в розчинах одноосновної слабкої кислоти розраховують за рівнянням
, (2.17)
де 
константа дисоціації слабкої кислоти; молярна концентрація слабкої кислоти, моль/л.
Водневий показник таких кислот визначається за рівнянням
, (2.18)
де 
.
Для слабких однокислотних основ
, (2.19)
де 
константа дисоціації однокислотної слабкої основи; молярна концентрація слабкої основи, моль/л.
Водневий показник слабких основ розраховується за рівнянням
, (2.20)
де 
.
Дата добавления: 2018-04-05; просмотров: 510; Мы поможем в написании вашей работы! |
Мы поможем в написании ваших работ!