Диссоциация воды

Вода - не только самый распространенный растворитель, она также является слабым электролитом. По упрощенной схеме ее диссоциацию можно выразить следующим уравнением:

Н₂О D Н⁺ + ОН^-.

Константа диссоциации воды:

K_д= .

Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то концентрацию недиссоциированных молекул можно принять равной молярной концентрации жидкой воды. Поэтому при Т =const

[H⁺]×[OH^-] = K _д[H₂O] = const.

Произведение концентраций ионов [H⁺] и [ОН^-] носит название ионного произведения воды и является постоянной величиной при неизменной температуре. При 298К:

[H⁺]×[ОН^-] = K (H₂O) = K _В = K _w = 10^–14. (1.20)

Ионное произведение воды K _w увеличивается с ростом температуры, т.к. диссоциация воды – эндотермический процесс.

Для указания концентрации ионов водорода в растворе используют так называемый водородный показатель:

pH = –lg[H⁺], (1.21)

а для обозначения концентрации гидроксид-ионов - гидроксидный показатель:

pOH = –lg[ОН^-]. (1.22)

При температуре 298 К

рН + рОН = 14, (1.23 )

поэтому в чистой воде [H⁺] = [ОН^-] = 1×10^–7 моль/л, следовательно, рН = рОН = 7; в кислотной среде [H⁺] > [ОН^-], следовательно, рН < 7, а рОН > 7; в щелочных растворах [H⁺] < [ОН^-], поэтому рН > 7, а рОН < 7.

1.6 Растворы сильных электролитов

Голландский ученый Петрус Йозефус Вильгельмус Дебай и немецкий ученый Эрих Хюккель, предложив модель, которая легла в основу теории сильных электролитов, постулировали:

1. Электролит полностью диссоциирует, но в сравнительно разбавленных растворах (С_М = 0,01 моль^.л^-1).

2. Каждый ион окружен оболочкой из ионов противоположного знака. В свою очередь, каждый из этих ионов сольватирован. Это окружение называется ионной атмосферой. При электролитическом взаимодействии ионов противоположных знаков необходимо учитывать влияние ионной атмосферы. При движении катиона в электростатическом поле ионная атмосфера деформируется; она сгущается перед ним и разрежается позади него. Эта асимметрия ионной атмосферы оказывает тем более тормозящее действие движению катиона, чем выше концентрация электролитов и чем больше заряд ионов. В этих системах становится неоднозначным понятие концентрации и должно заменяться активностью. Для бинарного одно-однозарядного электролита

КatAn = Kat⁺ + An^-

активности катиона(а₊) и аниона (а_-) соответственно равны

а = γ^.С, (1.24)

где С − аналитические концентрации соответственно катиона и аниона;

γ − их коэффициенты активности.

Коэффициент активности по Дебаю−Хюккелю зависит по крайней мере от температуры, диэлектрической проницаемости растворителя (ε) и ионной силы (I); последняя служит мерой интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе.

Ионная сила в свою очередь равна

, (1.25)

где С – аналитическая концентрация;

z – заряд катиона или аниона.

По уравнению Дебая−Хюккеля:

(1.26)

Для расчета растворов сильных электролитов вместо аналитической концентрации в уравнения подставляют активность.

Дата добавления: 2015-07-11