Разница между сильными и слабыми электролитами

Сильные электролиты – вещества, которые в растворе диссоциируют нацело (например, соли).

К₃РО₄ = 3К⁺ + РО₄^3-

Т.е. в растворе молекул К₃РО₄ нет.

Слабые электролиты – вещества, которые в растворе диссоциируют ступенчато.

Н₃РО₄ = Н⁺ + Н₂РО₄^-

Н₂РО₄^- = Н⁺ + НРО₄^2-

НРО₄^2- = Н⁺ + РО₄^3-

Равновесия, существующие в растворах слабых электролитов, выражаются константами равновесия, которые называются константами диссоциации.

Константы диссоциации имеются в таблицах. Для солей констант диссоциации не существует, так как реакция диссоциации в случае солей необратимая.

Равновесия подчиняются закону Ле-Шателье и зависят:

1) от природы веществ;

2) от концентрации;

3) температуры.

Билет №26

Буферные системы, буферные растворы, буферные смеси, системы, поддерживающие определённуюконцентрацию ионов водорода Н⁺, то есть определённую кислотность среды. Кислотность буферных растворовпочти не изменяется при их разбавлении или при добавлении к ним некоторых количеств кислот или оснований.

Примером буферной системы служит смесь растворов уксусной кислоты CH₃COOH и её натриевой солиCH₃COONa. Эта соль как сильный электролит диссоциирует практически нацело, т. е. даёт много ионов CH₃COO^-. При добавлении к буферной системе сильной кислоты, дающей много ионов Н⁺, эти ионы связываются ионамиCH₃COO^- и образуют слабую (то есть мало диссоциирующую) уксусную кислоту:

Наоборот, при подщелачивании буферной системы, то есть при добавлении сильного основания (например, NaOH), ионы OH^- связываются Н⁺-ионами, имеющимися в буферной системе благодаря диссоциации уксусной кислоты; при этом образуется очень слабый электролит — вода:

По мере расходования Н⁺-ионов на связывание ионов OH^- диссоциируют всё новые и новые молекулы CH₃COOH, так что равновесие (1) смещается влево. В результате, как в случае добавления Н⁺-ионов, так и в случае добавления ОН^--ионов, эти ионы связываются и потому кислотность раствора практически не меняется.

Кислотность растворов принято выражать так называемым водородным показателем pH (для нейтральныхрастворов pH=7, для кислых — pH меньше, а для щелочных — больше 7). Приливание к 1 л чистой воды 100 мл 0,01 молярного раствора HCl (0,01 М) изменяет pH от 7 до 3. Приливание того же раствора к 1 л буферной системы CH₃COOH + CH₃COONa (0,1 М) изменит pH от 4,7 до 4,65, то есть всего на 0,05. В присутствии 100 мл 0,01 Мраствора NaOH в чистой воде pH изменится от 7 до 11, а в указанной буферной системе лишь от 4,7 до 4,8. Кроме рассмотренного, имеются многочисленные другие буферные системы (примеры см. в табл.). Кислотность (и, следовательно, pH) буферной системы зависит от природы компонентов, их концентрации, а для некоторых буферных систем и от температуры. Для каждой буферной системы pH остаётся примерно постоянным лишь до определённого предела, зависящего от концентрации компонентов.

Примеры буферных систем

Компоненты (концентрации по 0,1 г мол/л)	pH (при 15—25^0C)
Уксусная кислота + ацетат натрия, CH3COOH + CH3COONa	4,7
Лимоннокислый натрий (двузамещеный), C6H6O7Na2	5,0
Борная кислота + бура, Н3ВО3 + Na2B4O7 10H2O	8,5
Борная кислота + едкий натр, Н3ВО3 + NaOH.	9,2
Фосфат натрия (двузамещеный)+ + едкий натр, Na2HPO4 + NaOH	11,5

Дата добавления: 2015-08-31