Сборник основных формул по химии для ВУЗов | страница 13

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

Н_>3PO_>4 ↔ Н^>+ + Н_>2PO_>4¯

Константа равновесия суммарной реакции диссоциации равна произведению констант отдельных стадий диссоциации:

Н_>3PO_>4 ↔ ЗН^>+ + PO_>4^>3-

Закон разбавления Оствальда: степень диссоциации слабого электролита (а) увеличивается при уменьшении его концентрации, т. е. при разбавлении:

Влияние общего иона на диссоциацию слабого электролита: добавление общего иона уменьшает диссоциацию слабого электролита. Так, при добавлении к раствору слабого электролита CH_>3COOH

CH_>3COOH ↔ CH_>3COО¯ + Н^>+ α << 1

сильного электролита, содержащего общий с CH_>3COOH ион, т. е. ацетат-ион, например CH_>3COОNa

CH_>3COОNa ↔ CH_>3COО¯ + Na^>+ α = 1

концентрация ацетат-иона увеличивается, и равновесие диссоциации CH_>3COOH сдвигается влево, т. е. диссоциация кислоты уменьшается.

Активность иона а – концентрация иона, проявляющаяся в его свойствах.

Коэффициент активности f – отношение активности иона а к концентрации с: f = а/с или а = fc.

Если f = 1, то ионы свободны и не взаимодействуют между собой. Это имеет место в очень разбавленных растворах, в растворах слабых электролитов и т. д.

Если f < 1, то ионы взаимодействуют между собой. Чем меньше f, тем больше взаимодействие между ионами.

Коэффициент активности зависит от ионной силы раствора I: чем больше ионная сила, тем меньше коэффициент активности.

Ионная сила раствора I зависит от зарядов z и концентраций с ионов:

I = 0,52Σс • z^>2.

Коэффициент активности зависит от заряда иона: чем больше заряд иона, тем меньше коэффициент активности. Математически зависимость коэффициента активности f от ионной силы I и заряда иона z записывается с помощью формулы Дебая-Хюккеля:

Коэффициенты активности ионов можно определить с помощью следующей таблицы:

Вода – слабый электролит – диссоциирует, образуя ионы Н^>+ и OH¯. Эти ионы гидратированы, т. е. соединены с несколькими молекулами воды, но для простоты их записывают в негидратированной форме

Н_>2O ↔ Н^>+ + OH¯.

На основании закона действия масс, для этого равновесия:

Концентрацию молекул воды [Н_>2O], т. е. число молей в 1 л воды, можно считать постоянной и равной [Н_>2O] = 1000 г/л : 18 г/моль = 55,6 моль/л. Отсюда:

К • [Н_>2O] = К(Н_>2O) = [Н^>+] • [OH¯] = 10^>-14 (22°C).

Ионное произведение воды – произведение концентраций [Н^>+] и [OH¯] – есть величина постоянная при постоянной температуре и равная 10^>-14 при 22°C.