Растворов электролитов

Константа равновесия любого химического процесса, в том числе и диссоциации, выраженная через активность, записывается следующим образом:

(2.38)

Из уравнения изотермы химической реакции активность иона . (Т, природы растворителя).

Для примера рассмотрим диссоциацию одноосновной кислоты в водном растворе:

HA + H₂O ⇆ H₃O⁺ + A^-

Протон Н⁺ в природе не существует, в водных растворах он всегда гидратирован молекулами и существует в виде иона гидроксония.

(2.39)

Обычно в растворах С_0,1≫С_0,2, т.е. концентрация растворителя значительно больше концентрации растворенного вещества.

(2.40)

К_дисс включает в себя произведение К_равн. на активность воды.

(2.41)

Перегруппируем

(2.42)

Активности катиона и аниона определить невозможно; активность молекулярной формы принято считать равной единице.

Тогда

(2.43)

Известно, что

Для одноосновной кислоты

С учетом этого

(2.44)

К_с – концентрационная константа диссоциации, которая зависит от С, Т и природы растворителя. Выразим К_с через степень электролитической диссоциации α:

НА +Н₂О ⇆ Н₃О⁺ +А⁻

Степень диссоциации электролита

Отсюда

- это уравнение является законом разведения Оствальда.

Значение константы К_с можно определить экспериментальным путем по значению α:

λ _∞ рассчитывают по уравнению Кольрауша:

определяется кондуктометрическим методом.

Прологарифмируем уравнение (2.44)

(2.45)

Значение определяют по уравнению Дебая-Хюккеля:

Для НА , тогда

или

Рассчитав ионную силу раствора и экспериментально определив K_c, можно найти величину К_дисс.

Найденная константа К_дисс. экстраполирована на нулевую точку, при которой J =0

К_дисс.=f (Т,Р, природа растворителя)

K_c =f (Р,Т,С, природа растворителя), т.е. К_дисс.≠ f(C)

В справочниках приводятся значения рК=−lg К_дисс.

Для кислот – рК_a (или рК_А)

Для оснований рК_в (или рК_В)

рК_А или рК_В – показатель константы диссоциации кислоты и основания.

Если рК = 9÷16 – очень слабые электролиты,

рК = 3÷9 – слабые электролиты,

рК ≤ 3 – умеренно слабые электролиты.

Кислотно-основная теория Бренстеда

Теория Аррениуса широко применяется к трактовке различных кислотно-основных равновесий или протолитических равновесий. Согласно этой теории кислотой (НА) является соединение, диссоциирующее на протоны Н⁺ и кислотный остаток:

НА ⇆ Н⁺ + А⁻,

а основанием является соединение, диссоциирующее на катионы металла и ионы гидроксила:

ВОН ⇆ В⁺ + ОН^-

Более широкую практику кислотно-основных равновесий дает теория Бренстеда. Согласно этой теории кислота – донор протона, основание − акцептор протона. При протолитическом равновесии образуются кислотно-основные пары.

Например, в реакции (диссоциация)

HCI + H₂O ⇆ H₃O⁺ + CI^-

молекула HCI – кислота, H₂O – основание.

В определенных условиях ион Н₃О⁺ может отдать CI^- - иону протон. В этом случае H₃O⁺ - кислота, а ион CI^- - основание, сопряженное с HCI.

Н₃О⁺ + CI^- → HCI + H₂O

Одно и тоже вещество в определенных условиях может проявлять кислотные или основные свойства.

Например, уксусная кислота является кислотой по отношению к воде и основанием по отношению к более сильной серной кислоте, принимая от нее протон.