Ионные равновесия в растворах электролитов

В основе ионных равновесий в растворах электролитов лежат положения классической теории диссоциации электролитов. Согласно этой теории кислотой называется вещество, которое при диссоциации распадается на ионы водорода и кислотного остатка:

HAn = H⁺ + An^-, (7.11)

а основанием - вещество, которое при диссоциации распадается на ионы металла и гидроксила:

MeOH = Me⁺ + OH^- (7.12)

К процессу диссоциации применим закон действующих масс:

K_к = (7.13)

и

К_ос. = (7.14)

Если концентрация кислоты или основания С, а степень диссоциации α, то уравнения для константы диссоциации кислоты (7.13) или основания (7.14) примут вид уравнения (7.3):

К = (7.15)

Из уравнений (7.11) и (7.12) видно, что при концентрации кислоты или основания С и степени диссоциации α, концентрация ионов водорода и гидроксила составит,

С_Н⁺ = Сα и С_ОН^- = Сα (7.16)

С учётом этого уравнение (15) можно записать в виде:

К_к = и К_ос = (7.17)

Для слабых кислот и оснований, когда α 1, уравнение (7.17) принимает вид:

К_к = С_Н⁺α и К_ос = С_ОН^-α (7.18)

Концентрации ионов водорода и ионов гидроксила в растворах электролитов связаны между собой ионным произведением воды, Чистая вода является слабым электролитом и диссоциирует по уравнению:

Н₂О = Н⁺ + ОН^- (7.19)

Константа диссоциации воды выражается уравнением:

К = (7.20)

Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то концентрацию воды С_{Н О} можно считать постоянной величиной, тогда,

К_{Н О} = КС_{Н О} = С_Н⁺С_ОН^-, (7.21)

где К_{Н О} – ионное произведение воды.

Ионное произведение воды зависит только от температуры. При температуре 298 К К_{Н О} = 10^-14. Тогда после логарифмирования уравнения (7.21) получим для температуры 298 К:

lg C_H + lgC_OH = -14. (7.22)

Величину (- lg C_H ) обычно обозначают через рН и называют водородным показателем, а величину (-lgC_OH^-) через рОН. Тогда для ионного произведения воды для Т =298 К можно записать:

рН + рОН = 14 (7.23)

Водородный показатель рН может служить мерой кислотности или щёлочности водных растворов электролитов. Чем ниже значение рН и выше значение рОН, тем больше кислотность раствора и наоборот. Если среда нейтральна, то:

С_Н⁺ = С_ОН^- = 10^-7 г-ион/л, (7.24)

или

рН = рОН = 7 (7.25)

Растворы с рН < 7 и рОН > 7 характеризуются кислой средой, а с рН > 7 и рОН < 7 – щелочной средой.

При расчете концентрации ионов Н⁺ и ОН^- в растворах слабых кислот и оснований следует учитывать диссоциацию воды. Константа диссоциации слабой кислоты НАn выражается уравнение (7.13). Концентрация ионов водорода в растворе кислоты вследствие диссоциации воды и электронейтральности раствора составит:

С_Н = С_Аn + С_ОН (7.26)

и, следовательно,

С_Н = + _. (7.27)

Откуда

С_Н⁺ = (7.28)

и для ионов гидроксила

C_ОН^- = (К_осС_МеОН + К_{Н О})^1/2 (7.29)

На основании классической теории электролитической диссоциации было введено понятие произведения растворимости малорастворимых солей. Процесс диссоциации малорастворимой соли А_xB_y протекает по уравнению:

А_ν+B_ν- = ν₊A^z+ + ν_-B^z-. (7.30)

Произведение растворимости такой соли выражается уравнением:

ПР = (С_А^z+)^ν+(C_B^z-)^ν- (7.31)