Сборник основных формул по химии для ВУЗов - страница 8

CaCO_>3↓ + 2HCl = CaCl_>2 + Н_>2O + CO_>2↑

CaCO_>3↓ + 2H^>+ + 2Cl¯ = Са^>2+ + 2Cl¯ + Н_>2O + CO_>2↑

CaCO_>3↓ + 2Н^>+ = Са^>2+ + Н_>2O + CO_>2↑

Реакции между ионами идут в сторону образования вещества, дающего меньше ионов, т. е. в сторону более слабого электролита или менее растворимого вещества.

Применим закон действия масс к равновесию между ионами и молекулами в растворе слабого электролита, например уксусной кислоты:

CH_>3COOH ↔ CH_>3COО¯ + Н^>+

Константы равновесия реакций диссоциации называются константами диссоциации. Константы диссоциации характеризуют диссоциацию слабых электролитов: чем меньше константа, тем меньше диссоциирует слабый электролит, тем он слабее.

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.

Ионное произведение воды увеличивается с увеличением температуры.

Водородный показатель рН – отрицательный логарифм концентрации ионов водорода: рН = – lg[H^>+]. Аналогично: pOH = – lg[OH¯].

Логарифмирование ионного произведения воды дает: рН + рOH = 14.

Величина рН характеризует реакцию среды.

Если рН = 7, то [Н^>+] = [OH¯] – нейтральная среда.

Если рН < 7, то [Н^>+] > [OH¯] – кислотная среда.

Если рН > 7, то [Н^>+] < [OH¯] – щелочная среда.

Буферные растворы – растворы, имеющие определенную концентрацию ионов водорода. рН этих растворов не меняется при разбавлении и мало меняется при добавлении небольших количеств кислот и щелочей.

I. Раствор слабой кислоты НА, концентрация – с_>кисл, и ее соли с сильным основанием ВА, концентрация – с_>соли. Например, ацетатный буфер – раствор уксусной кислоты и ацетата натрия: CH_>3COOH + CHgCOONa.

рН = рК_>кисл + lg(с_>соли/с_>кисл).

II. Раствор слабого основания ВOH, концентрация – с