Константа диссоциации

Процесс диссоциации обратимый, и с течением времени устанавливается химическое равновесие:

CH₃COOH ‹-----› H⁺ + CH₃COO^-

уксусная кислота ацетат-ион

 

Применив к нему закон действующих (действия) масс, получим:

[H⁺] [CH₃COO^--]

K _{дисс. === --------------------------------- ===} 1,86. 10^—5

[ CH₃COOH]

Эта константа называется константой диссоциации электролита.

Константа диссоциации электролита – это отношение произведения концентраций ионов к концентрации недиссоциированных молекул слабого электролита. По величине константы диссоциации можно судить о силе электролита. Чем больше константа диссоциации, тем больше концентрация ионов, тем сильнее электролит. Константа диссоциации зависит от

а) температуры

б) природы электролита

в) природы растворителя.

Сильные электролиты диссоциируют практически полностью (реакция необратимая), поэтому в знаменателе выражения для константы диссоциации стоит ноль, и всё выражение стремится к бесконечности. Таким образом, для сильных электролитов термин «константа диссоциации» лишён смысла.

 

Роль электролитов в процессах жизнедеятельности

Известно, что электролитный обмен тесно связан с водным, так как большинство минеральных соединений находится в организме в виде водных растворов, и перемещение воды в организме сопровождается перемещением электролитов и изменением их концентрации в той или иной части организма. С другой стороны, степень перемещения и направление движения воды зависят от концентрации электролитов. Кроме того, каждый ион обладает своей физиологической специфичностью. Нарушение баланса того или иного иона вызывает определенные нарушения в организме. В связи с этим присутствие определенного количества электролитов в пище необходимо для нормальной жизнедеятельности организма.

 

Диссоциация воды

 

Вода представляет собой слабый электролит, диссоциирующий в соответствии с уравнением:

Н₂О ‹-----› H⁺ + ОН^-

{\displaystyle {\mathsf {H}}_{2}{\mathsf {O}}\rightleftharpoons {\mathsf {H}}^{+}+{\mathsf {OH}}^{-}.}Константа диссоциации воды при 25 °C составляет

 

[Н⁺][ОН^-]

К _дисс. = --------------- = 1,83 х10^-16

[Н₂О]

{\displaystyle K_{d}={\frac {[{\mathsf {H}}^{+}]\cdot [{\mathsf {OH}}^{-}]}{[{\mathsf {H_{2}O}}]}}=1,83\cdot 10^{-16}.}

Считая, что в большинстве растворов вода находится в молекулярном виде (концентрация ионов H⁺ и OH⁻ мала), и учитывая, что молярная масса воды составляет 18,0153 г/моль, а плотность при температуре 25 °C — 997,07 г/л, чистой воде соответствует концентрация [H₂O] = 55,346 моль/л. Поэтому предыдущее уравнение можно переписать в виде

[Н⁺] [ОН^-] = 10^-14{\displaystyle [{\mathsf {H}}^{+}]\cdot [{\mathsf {OH}}^{-}]=10^{-14}.}

Эта величина называется ионным произведением воды. Так как для чистой воды [H⁺] = [OH⁻], можно записать

[Н⁺] = [ОН^-] = 10^-7{\displaystyle [{\mathsf {H}}^{+}]\cdot [{\mathsf {OH}}^{-}]=10^{-14}.}

{\displaystyle \,[{\mathsf {H}}^{+}]=[{\mathsf {OH}}^{-}]=10^{-7}.}Водородный показатель воды, таким образом, равен рН = - lg [Н⁺] = 7, это мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, количественно выражающая его кислотность. Равен по модулю и противоположен по знаку десятичному логарифму активности водородных ионов, выраженной в молях на один литр.

Показатель называется pH, по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni — сила водорода, или pondus hydrogeni — вес водорода.

Вообще в химии сочетанием pH принято обозначать величину, равную − lg H, а буква H в данном случае обозначает концентрацию ионов водорода (H⁺), или, точнее, термодинамическую активность гидроксоний – ионов (катионов водорода). Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, говорят, что раствор имеет нейтральную реакцию. При добавлении к воде кислоты концентрация ионов водорода увеличивается, а концентрация гидроксид-ионов соответственно уменьшается, при добавлении основания — наоборот, повышается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода падает. Когда [H⁺] > [OH⁻] говорят, что раствор является кислотным, а при [OH⁻] > [H⁺] — основным.