Характеристика вагонов 81-717(714) 5 страница

Э "1ектро.	цт	Константа диссоциации	Электролит	Константа диссоциация
название	формула	название	формула
Азотистая	HN02	4- Ю-^4	Угольная	Н2СОз	К, = 4.5- Ю-^7
кислота			кислота		К, = 4,7 ■ Ю-^11
Пероксид по-	н2о2	Ki £ё Ю-^12	Уксусная	СН3СООН	2- Ю^-5
до; ода	К, s; КГ^25	кислота
к решиевая	H3Si03	К, =й ю^-10	Фтороводо-	HF	7- Ю-^4
кислота		K2si Ю-^12	род
Сернистая	h3so3	К, = 2- 10"^2	Цпановодо-	HCN	8 • Ю-^10
кислота		К2 = 6- ю-^8	род
Сероводород	H2S	К, = 6- ю-^8	(синильная
	к2= ю-^14	кислота)
((ртофосфор-	H3P04	К, = 8- Ю-^3	Гидроксид	NH4OH	2 • Ю^-5
ная кислота		К2 = 6- ю-^8	аммония
		к3 = 1 • ю-^12

В табл. 12 приведены значения констант диссоциации некото­рых слабых электролитов.

86. Сильные электролиты. В водных растворах сильные элек­тролиты обычно полностью диссоциированы. Поэтому число ионов в них больше, чем в растворах слабых электролитов той же кон­центрации. И если в растворах слабых электролитов концентрация ионов мала, расстояния между ними велики и взаимодействие ионов друг с другом незначительно, то в не очень разбавленных растворах сильных электролитов среднее расстояние между иона­ми вследствие значительной концентрации сравнительно мало. На­пример, в насыщенном растворе хлорида натрия среднее расстоя­ние между ионами всего только в 2 раза больше, чем в кристаллах NaCl. При этом силы межионного притяжения и отталкивания до-еольно велики. В таких растворах ноны не вполне свободны, дви­жение их стеснено взаимным притяжением друг к другу. Благо­даря этому притяжению каждый ион как бы окружен шаро­образным роем противоположно заряженных ионов, получившим название «ионной атмосферы».

В отсутствие внешнего электрического поля ионная атмосфера симметрична и силы, действующие на центральный ион, взаимно уравновешиваются. Если же приложить к раствору постоянное электрическое поле, то разноименно заряженные ионы будут пере­мещаться в противоположных направлениях. При этом каждый ион стремится двигаться в одну сторону, а окружающая его ион­ная атмосфера — в противоположную, вследствие чего направлен­ное перемещение иона замедляется, а следовательно, уменьшается число ионов, проходящих через раствор в единицу времени, т. е. сила тока. Чем больше концентрация раствора, тем сильнее про­является тормозящее действие ионной атмосферы на электриче­скую проводимость раствора. Значения степени диссоциации хло­рида калия, вычисленные при 18°С по электрической проводимо­сти его растворов, показывают, что с ростом концентрации а падает:

Концентрация КС1, моль/л 0,01 0,1 1 2

а, % 94,2 86,2 75,6 71,2

Однако падение степени диссоциации объясняется не образова­нием молекул, а увеличением тормозящего действия ионной атмо­сферы. В связи с этим, определяемое по электрической проводи­мости (или другими методами) значение степени диссоциации сильных электролитов называется кажущейся степенью диссоциации.

Аналогично силы межионного притяжения и отталкивания влияют и на величину осмотического давления, которая, несмотря на полную диссоциацию, все же меньше, чем следовало бы ожи­дать при удвоенном, утроенном и большем числе частиц. Следова­тельно, все свойства раствора электролита, зависящие от концен-

трации ионов, проявляются так, как если бы число попов в рас­творе было меньше, чем это соответствует полной диссоциации электролита.

Для оценки состояния ионов в растворе пользуются величиной, называемой активностью.

Под активностью иона понимают ту эффективную, условную концентрацию его, соответственно которой он действует при хими­ческих реакциях. Активность попа а равна его концентрации С, умноженной на коэффициент активности /:

а = J С

Коэффициенты активное;;! различных попов различны. Кроме того, они изменяются при изменении условии, в частности, при из­менении концентрации раствора. В концентрированных растворах коэффициент активности обычно меньше единицы, а с разбавле­нием раствора он приближается к единице. Значение /, меньшее единицы, указывает на взаимодействие между ионами, приводящее к их взаимному связыванию. Если же коэффициент активности близок к единице, то это свидетельствует о слабом межионном взаимодействии. Действительно, в очень разбавленных растворах средние расстояния между ионами настолько велики, что действие межионных сил почти не проявляется.

В разбавленных растворах природа ионов мало влияет па значения их ко­эффициентов активности. Приближенно можно считать, что коэффициент актив­ности данного иона зависит только от его заряда и от ионной силы рас­твора /, под которой понимают полусумму произведений концентраций всех находящихся в растворе попов па квадрат их заряда:

/ = Чг {С_хг\ + С_гг\ +... +С„0

Вычислим, например, ионную силу раствора, содержащего 0,1 моль/л хло­рида натрия и 0,1 моль/л хлорида барня. Здесь концентрация ионов Na+(Ci) равна 0,1 моль/л, z\ — 1; концентрация ионов Ва²⁺(С₂) равна 0,1 моль/л, г₂ = 2; общая концентрация хлорид-ионов (С₃) составляет 0,1 +0,1 -2— = 0,3 моль/л, 2з = —1. Таким образом

/ = 1/₂ [0,1 • 1² + 0,1 -2² + 0,3(-1)²] = >/г (0,1 + 0,4 + 0,3) = 0,4

таблицы, нетрудно, например, установить, что в упомянутом выше растворе коэффициенты активности однозарядных ионов Na+ и С1^- одинаковы и равны 0,82, а коэффициент активности двухзарядного иона Ва²+ равен 0,45.

Если пользоваться значениями активности, то законы химиче­ского равновесия можно применять и к сильным электролитам. В частности, при этом можно получить значения констант дис­социации сильных кислот. В выражении константы диссоциации вместо концентраций ионов и недиссоциированных молекул будут стоять их активности. Несмотря на некоторую формальность тако­го рода констант, они полезны, так как дают возможность сравни­вать друг с другом свойства сильных кислот. В табл. 14 приведены константы диссоциации некоторых сильных кислот, выраженные через активности.

Таблица 14. Константы диссоциации некоторых сильных кислот в водных растворах при 25 °С

Кислота	Формула	Константа диссоциации К
Азотная Бромосодсрод Иодоводсрод Марганцовая Серная Хлороводород	Н.\03 НЕ г HI НМп04 H,S04 но	43,6 10^э10^п Ki = 1000: К* = Ю-^210^7

87. Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации. Рассмотрим в свете теории элек­тролитической диссоциации свойства веществ, которые в водных растворах проявляют свойства электролитов.

Кислоты. Для кислот характерны следующие общие свой­ства:

а) способность взаимодействовать с основаниями с образова-
нием солей;

б) способность взаимодействовать с некоторыми металлами
с выделением водорода;

в) способность изменять цвета индикаторов, в частности, вы-
зывать красную окраску лакмуса;

г) кислый вкус.

При диссоциации любой кислоты образуются ионы водорода. Поэтому все свойства, которые являются общими для водных растворов кислот, мы должны объяснить присутствием гидратпро-ванных ионов водорода. Это они вызывают красный цвет лакмуса, сообщают кислотам кислый вкус и т. д. С устранением ионов во­дорода, например при нейтрализации, исчезают и кислотные свой­ства. Поэтому теория электролитической диссоциации определяет кислоты как электролиты, диссоциирующие в растворах с образо­ванием ионов водорода.

У сильны х к и с л о т, диссоциирующих нацело, свойства кис­лот проявляются в большей степени, у слабых — в меньшей. Чем лучше кислота диссоциирует, т. е. чем больше ее константа дис­социации, тем она сильнее.

Сравнивая данные, приведенные в табл. 12 и 14, можно заме­тить, что величины констант диссоциации кислот изменяются в очень широких пределах. В частности, константа диссоциации циановодорода много меньше, чем уксусной кислоты. И хотя обе эти кислоты — слабые, все же уксусная кислота значительно силь­нее циановодорода. Величины первой и второй констант диссоциа­ции серной кислоты показывают, что в отношении первой ступени диссоциации H2SO4 — сильная кислота, а в отношении второй — слабая. Кислоты, константы диссоциации которых лежат в интер­вале Ю^-4—10~², иногда называют кислотами средней силы. К ним, в частности, относятся ортофосфорная и сернистая кислоты (в отношении диссоциации по первой ступени).

Основания. Водные растворы оснований обладают следую­щими общими свойствами:

а) способностью взаимодействовать с кислотами с образова-
нием солен;

б) способностью изменять цвета индикаторов иначе, чем их из-
меняют кислоты (например, они вызывают синюю окраску лак-
муса);

в) своеобразным «мыльным» вкусом.

Поскольку общим для всех растворов оснований является при­сутствие в них гидроксид-ионов, то ясно, что носителем основных свойств является гидроксид-ион. Поэтому с точки зрения теории электролитической диссоциации основания — это электролиты, дис-социируюгцие в растворах с отщеплением гидроксид-ионов.

Сила оснований, как н сила кислот, зависит от величины кон­станты диссоциации. Чем больше константа диссоциации данного основания, тем оно сильнее.

Существуют гидроксиды, способные вступать во взаимодействие п образовывать соли не только с кислотами, но и с основаниями. К таким гидроксидам принадлежит гидроксид цинка. При взаимо­действии его, например, с-соляной кислотой получается хлорид цинка

Zn(OH)₂ + 2НС1 = ZnCl₂ + 2Н₂0

а при взаимодействии с гидроксидом натрия—цннкат натрия: Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂Zn0₂ + 2Н₂0

Гидроксиды, обладающие этим свойством, называются амфо-терными г и д р о к с и д а м и, или амфотерн ым и э л е к«тролитами. К таким гидроксидам кроме гидроксида цинка относятся гидроксиды алюминия, хрома и некоторые другие.

Явление амфотерности объясняется тем, что в молекулах амфотерных электролитов прочность связи между металлом н кис­лородом незначительно отличается от прочности связи между кис­лородом и водородом. Диссоциация таких молекул возможна, сле­довательно, по местам обеих этих связей. Если обозначить амфо-терный электролит формулой ROH, то его диссоциацию можно выразить схемой:

1P + RO" ч=> ROH R⁺ + OH"

Таким образом, в растворе амфотериого электролита суще­ствует сложное равновесие, в котором участвуют продукты диссо­циации как по типу кислоты, так и по типу основания.

Явление амфотерности наблюдается также среди некоторых органических соединений. Важную роль оно играет в биологиче­ской химии; например, белки—амфотерные электролиты.

Соли. Соли можно определить как электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные ионы, отличные от гидроксид-ионов. Таких ионов, которые были бы общими для вод­ных растворов всех солей, нет; поэтому соли и ие обладают об­щими свойствами. Как правило, соли хорошо диссоциируют, и тем лучше, чем меньше заряды ионоз, образующих соль.

При растворении кислых солей в растворе образуются ка­тионы металла, сложные анионы кислотного остатка, а также ионы, являющиеся продуктами диссоциации этого сложного кис­лотного остатка, в том числе ионы Н+. Например, при растворении гидрокарбоната натрия диссоциация протекает согласно следую­щим уравнениям:

NaHC0₃ = Na⁺ + HCOJ НСО3- = И⁺ + СО?Г

Прн диссоциации основных солей образуются анионы кис­лоты и сложные катионы, состоящие из металла и гидроксогрупп. Эти сложные катионы также способны к диссоциации. Поэтому в растворе основной соли присутствуют ионы ОН^-. Например, при растворении хлорида гидроксомагния диссоциация протекает со­гласно уравнениям:

MgOHCl = MgOH⁺ + СГ MgOH⁺ = Mg²⁺ + ОН"

Таким образом, теория электролитической диссоциации объяс­няет общие свойства кислот присутствием в их растворах ионов водорода, а общие свойства оснований — присутствием в их рас­творах гидроксид-ионов. Это объяснение не является, однако, общим. Известны химические реакции, протекающие с участием кислот и оснований, к которым теория электролитической диссо­циации неприменима, В частности, кислоты и основания могут,

реагировать друг с другом, не будучи диссоциированы на ноны. Так, безводный хлороводород, состоящий только из молекул, легко реагирует с безводными основаниями. Кроме того, известны ве­щества, не имеющие в своем составе гидроксогрупп, но проявляю­щие свойства основании. Например, аммиак взаимодействует с кислотами и образует соли (соли аммония), хотя в его составе нет групп ОН. Так, с х.тороводородом он образует типичную соль — хлорид аммония:

N1!. + НС1 = ХН,С1

Изучение подобного рода реакций, а также реакции, протекаю­щих в неводных средах, привело к созданию более общих пред­ставлений о кислотах и основаниях. К важнейшим из современных теории кислот п оснований принадлежит протонная теория, выдвинутая в 1923 г.

Согласно протонной теории, кислотой является донор про­тона, т. е. частица (молекула или ион), которая способна отда­вать ион водорода — протон, а основанием — акцептор про­тона, т. е. частица (молекула или ион), способная присоединять

протон. Соотношение между кислотой н основанием определяется схемой:

Основание + Протон Кислота

Связанные этим соотношением основание и кислота называются сопряженными. Например, ион HS0₄~ является основанием, сопряженным кислоте h2so1.

Реакцию между кислотой и основанием протонная теория пред­ставляет схемой:

(Кислота), + (Основание)₂ = (Кислота)г + (Основание), Например, в реакции

НС1 + NH₃ = NH₄⁺ + СГ

ион CP — основание, сопряженное кислоте НС1, а ион NH4" — кислота, сопряженная основанию NH₃.

Существенным в протонной теории является то положение, что вещество проявляет себя как кислота или как основание в зависи­мости от того, с каким другим веществом оно вступает в реакцию. Важнейшим фактором при этом является энергия связи вещества с протоном. Так, в ряду NH3 —Н₂0 — HF эта энергия макси­мальна для NH₃ и минимальна для HF. Поэтому в смеси с NH₃ вода функционирует как кислота, а в смеси с HF — как основание:

NH₃ + Н₂0 = NHJ + ОН"; HF + Н₂0 = F~ + Н₃0⁺

88. Ионно-молекулярные уравнения. При нейтрализации любой сильной кислоты любым сильным основанием на каждый моль' образующейся воды выделяется около 57,6 кДж теплоты;

НО + NaOH = NaCl + Н₂0 +57.53 кДж

HN0₃ + КОН = KN0₃ + Н₂0 + 57,61 кДж

Это говорит о том, что подобные реакции сводятся к одному-процессу. Уравнение этого процесса мы получим, если рассмотрим подробнее одну из приведенных реакций, например, первую. Пере­пишем ее уравнение, записывая сильные электролиты в ионной форме, поскольку они существуют в растворе в виде ионов, а сла­бые'— в молекулярной, поскольку они находятся в растворе пре­имущественно в виде молекул (вода — очень слабый электролит, см. § 90):

Н⁺ + СГ + Na⁺ + ОН" = Ха⁺ + СГ + Н₂0

Рассматривая получившееся уравнение, видим, что в ходе реак­ции ионы Na+ и С1~ ие претерпели изменений. Поэтому перепишем уравнение еще раз, исключив эти ионы из обеих частей уравнения. Получим:

И⁺ + С1Г = н₂0

Таким образом, реакции нейтрализации любой сильной кислоты любым сильным основанием сводятся к одному и тому же про­цессу— к образованию молекул воды из ионов водорода и гидр­оксид-ионов. Ясно, что тепловые эффекты этих реакций тоже должны быть одинаковы.

Строго говоря, реакция образования воды из ионов обратима, что можно выразить уравнением

Н⁺ + ОН" Н₂0

Однако, как мы увидим ниже, вода — очень слабый электролит и диссоциирует лишь в ничтожно малой степени. Иначе говоря, равновесие между молекулами воды и ионами сильно смещено в сторону образования молекул. Поэтому практически реакция нейтрализации сильной кислоты сильным основанием протекает до конца.

Прн смешнвашш раствора какой-либо соли серебра с соляной кислотой или с раствором любой ее соли всегда образуется харак­терный белый творожистый осадок хлорида серебра:

AgX0₃ + НС1 = AgClJ. + НХОз Ag₂S0₄ + CuCl₂ = 2AgCl_y + CuS0₄

Подобные реакции также сводятся к одному процессу. Для того чтобы получить его ионно-молекуляриое уравнение, перепи­шем, например, уравнение первой реакции, записывая сильные электролиты, как и в предыдущем примере, в ионной форме, а ве­щество, находящееся в осадке, в молекулярной:

Ag⁺ + N0₃- + Н⁺ + СГ = AgCl_y + Н⁺ + NOJ

Как видно, ионы Н⁺ и NO3^- не претерпевают изменений в ходе реакции. Поэтому исключим их и перепишем уравнение еще раз:

Ag⁺ + СГ = AgClj

Это и есть ионно-молекулярпое уравнение рассматриваемого процесса.

Здесь также надо иметь в виду, что осадок хлорида серебра находится в равновесии с ионами Ag+ и С1~ в растворе, так что процесс, выраженный последним уравнением, обратим:

Ag⁺ + cr 4=*: AgCly

Однако, вследствие малой растворимости хлорида серебра, это равновесие очень сильно смещено вправо. Поэтому можно считать, что реакция образования AgCl из ионов практически доходит до конца.

Образование осадка AgCl будет наблюдаться всегда, когда в одном растворе окажутся в значительной концентрации ионы А§"*~ и СГ. Поэтому с помощью ионов серебра можно обнаружить присутствие в растворе ионов С1~ и, наоборот, с помощью хлорид-ионов — присутствие коноз серебра; нон С1^_ может служить реактивом на ион Ag⁺, а ион Ag^H~ — реактивом па нон С1~,

В дальнейшем мы будем широко пользоваться ионно-молеку-лярной формой записи уравнений реакций с участием электро­литов.

Для составления ионно-молекулярных уравнений надо знать, какие соли растворимы в воде и какие практически нерастворимы. Общая характеристика растворимости в воде важнейших солей приведена в табл. 15.

Таблица 15. Растворимость важнейших солей в воде

Анноны и катионы	Растворимость солен
N03- сг	Растворимы все соли Растворимы все соли, кроме AgCl, CuCl, РЬС12 и	НйгСЬ
so^24-	Растворимы все соли, кроме EaSO-, SrS04 и PbS04; растворим CaS04	мало-
сог	Из средних солен растворимы только соли натрия, и аммония	калия
рог	То же
Na^+, К^+, NH^+4	Растворимы почти все соли

Ионно-молекулярные уравнения помогают понять особенности протекания реакций между электролитами. Рассмотрим в качестве примера несколько реакций, протекающих с участием слабых кис­лот и оснований.

Как уже говорилось, нейтрализация любой сильной кислоты любым сильным основанием сопровождается одним и тем же теп­ловым эффектом, так как она сводится к одному и тому же процессу — образованию молекул воды из ионов водорода и гндр-оксид-иоиа. Однако при нейтрализации сильной кислоты слабым основанием, слабой кислоты сильным или слабым основанием тепловые эффекты различны. Напишем ионно-молекулярные урав­нения подобных реакций.

Нейтрализация слабо й кислоты (уксусной) силь­ным основанием (гидроксидом натрия):

СН.СООН + NaOH = CHjCOONa + Н₂0

Здесь сильные электролиты — гидроксид натрия и образую* щаяся соль, а слабые — кислота н вода:

СНзСООН + Ха⁺ + ОН" = CIIjCOO" -f Na⁺ + Н₂0

Как видно, ие претерпевают изменении в ходе реакции только ионы натрия. Поэтому понно-молекуляриое уравнение имеет вид: СНзСООН + ОН" = СН₃СОО" + Н₂0

Нейтрализация сильной кислоты (азотной) сла­бым основанием (гидроксидом аммония):

ПХОз + ХП₄ОН = NH4XO3 + М₂0

Здесь в виде ионов мы должны записать кислоту и образую-! щуюся соль, а в виде молекул — гидроксид аммония и воду:

Н⁺ + NO: + NII.OH = NHT + NO] -1- Н₂0

Не претерпевают изменений ноны N07- Опуская их, получаем ионно-молекулярное уравнение:

Н⁺ -f ХН4ОП = NHt -Ь П₂0

Нейтрализация слабой кислоты (уксусной) сла­бым основанием (гидроксидом аммония):

СН3СООН + NH4OH =-- CH3COONH4 + Н₂0

В этой реакции все вещества, кроме образующейся соли,— слабые электролиты. Поэтому ионно-молекулярная форма уравне­ния имеет вид:

СНзСООН + NH4OH = СНзСОО" + NHJ + Н₂0

Сравнивая менаду собой полученные ионно-молекулярные урав­нения, видим, что все они различны. Поэтому понятно, что неоди­наковы и теплоты рассмотренных реакций.

Как уже указывалось, реакции нейтрализации сильных кислот сильными основаниями, в ходе которых ионы водорода и гндр-оксид-ионы соединяются в молекулу воды, протекают практически до конца. Реакции же нейтрализации, в которых хотя бы одно из исходных веществ — слабый электролит и при которых молекулы малодиссоциирующих веществ имеются не только в правой, но и

в левой части ионио-молекуляриого уравнения, протекают не до конца. Они доходят до состояния равновесия, нри котором соль сосуществует с кислотой и основанием, от которых она образо­вана. Поэтому уравнения подобных реакций правильнее записы­вать как обратимые реакции:

СН₃СООН + ОН" СН₃С00" + Н₂0

н⁺ + nh₄oh ч=±: mi; + н₂о

СНзСООН + nh.qh CII3COO" + nh₄⁺ + н₂о

89. Произведение растворимости. Мы знаем (§ 73), что при рас­творении твердого тела в воде растворение прекращается, когда получается насыщенный раствор, т. е. когда между растворяемым веществом и находящимися в растворе молекулами того же веще­ства установится равновесие. При растворении электролита, на­пример соли, в раствор переходят не молекулы, а ионы; следова­тельно, и равновесие в насыщенном растворе устанавливается между твердой солью н перешедшими в раствор нонами. Напри­мер, в насыщенном растворе сульфата кальция устанавливается равновесие

CaS0₄ ц=± Са^г+ + so,"

твердая ионы в растворе

соль

Константа равновесия для этого процесса выразится уравне­нием:

„. [ca»] [so;-]

^А [CaS0₄j

Знаменатель дроби — концентрация твердой солн — представ­ляет собою постоянную величину, которую можно ввести в кон­станту. Тогда, обозначая /C[CaS0₄] = К', получим:

[Са²⁺] [SOJ-] = /С'

Таким образом, в насыщенном растворе электролита произве­дение концентраций его ионов есть величина постоянная при дан­ной температуре. Эта величина количественно характеризует спо­собность электролита растворяться; ее называют произведе­нием растворимости электролита и обозначают буквами ПР.

Заменив величину К! на ПРс_аяо,> получим:

nP_CaS0₄ = lCa²⁺][SOr]

Численное значение произведения растворимости электролита нетрудно найти, зная его растворимость. Например, растворимость сульфата кальция при 20 ^СС равна 1,5- Ю^-2 моль/л. Это значит, что в насыщенном растворе концентрация каждого из ионов Са²+ и

SO4 равна 1,5-10 ² моль/л. Следовательно, произведение рас­творимости этой соли

ПР_Са50₄ = [Са=⁺] [SO;"] = (1,5 ■ 1СГ²)² = 2,25 • 10"'

Приведенный расчет, сделанный па основе классической теории электроли­тической дпсссцпацни, не вполне точен, так как здесь не учтено влияние на растворимость электролита электростатических сил, действующих между попа­ми. Если учесть это влияние, т. е. если вместо концентраций С а-* и SOj" пе­ремножить н.х активности в насыщенном растворе CaS0₄, то величина произ­ведения растворимости несколько уменьшится; уточненное значение ПР_СаЬО

равно 1,3 • Ю^-'¹.

В случае очень мало растворимых электролитов влияние указанных сил можно не принимать во внимание.

В тех случаях, когда электролит содержит два пли несколько одинаковых ионов, концентрации этих ионов при вычислении про­изведения растворимости должны быть возведены в, соответствую­щие степени. Например:

np_Pbi₂ = [pb²⁺][rf

Знание произведения растворимости позволяет решать во­просы, связанные с образованием или растворением осадков при химических реакциях, что особенно важно для аналитической хи­мии. Надо, однако, иметь в виду, что произведение растворимости, вычисленное без учета коэффициентов активности, является по­стоянной величиной только для малорастворимых электролитов н при условии, что концентрации других находящихся в растворе ионов невелики. Это объясняется тем, что коэффициенты активно­сти близки к единице только в очень разбавленных растворах (см. стр. 233), Для хорошо растворимых электролитов значение про­изведения концентраций ионов в насыщенном растворе может сильно изменяться в присутствии других веществ. Это происходит вследствие изменения коэффициентов активности ионов. Поэтому расчеты, производимые по произведению растворимости без учета коэффициентов активности, приводят в этих случаях к неверным результатам.

90. Диссоциация воды. Водородный показатель. Чистая вода очень плохо проводит электрический ток, но все же обладает из­меримой электрической проводимостью, которая i объясняется не­большой диссоциацией воды на ионы водорода и гидроксид-ионы:

н₂о 5=> Н⁺ + ОН~

По величине электрической проводимости чистой воды можно вычислить концентрацию ионов водорода и гидроксид-ионов в воде. При 25 °С она равна Ю^-7 моль/л.

Напишем выражение для константы диссоциации воды:

[Н₂0]

Перепишем это уравнение'следующим образом: [Н⁺] [ОН^-] = [Н₂0] к

Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то концентра­ция иеднссоциированных молекул И₂0 в воде практически разил общей концентрации воды, т. е. 55,55 моль/л (1 л содержит 1000 г воды, т. е. 1000:18,02 = 55,55 моль). В разбавленных водных растворах концентрацию зоды можно считать такой же. Поэтому, заменив в последнем уравнении произведение [Н₂0] К новой кон­стантой Д'н;0. будем иметь:

[н⁺] [он-] = *_Н20

Полученное уравнение показывает, что для воды и разбавлен­ных водных растворов при неизменной температуре произведение концепграиий ионоз'водорода и гидроксид-ионов есть величина по­стоянная. Эта постоянная величина называется ионным про­изведением воды. Численное значение ее нетрудно полу­чить, подставив з последнее уравнение концентрации попов водо­рода и гидроксид-ионов. В чистой воде при 25 °С [РГ*] = [ОН^-] = = 1-10—⁷ моль/л. Поэтому для указанной температуры*:

Дата добавления: 2014-11-16