A kémiában egy olyan érdekes jelenség, mint az elektrolitikus disszociáció felfedezésének története 1887-ben kezdődött, amikor a svéd kémikus, Svante Arennius a vizes oldatok elektromos vezetőképességének tanulmányozása közben felvetette, hogy az ilyen oldatokban az anyagok töltött részecskékre - ionokra - bomlhatnak. Ezek az ionok mozgásban vannak, és az elektródák felé haladnak, mind a pozitív töltésű katódhoz, mind a negatív töltésű anódhoz. Ezt a bomlási folyamatot elektrolitikus disszociációnak nevezik, ez az oka az elektromos áram megjelenésének az oldatokban.

Elektrolitikus disszociáció elmélet

Az elektrolitikus disszociáció klasszikus elmélete, amelyet S. Ahrennius felfedező W. Oswalddal együtt dolgozott ki, mindenekelőtt azt feltételezte, hogy a molekulák ionokká való szétesése (maga disszociáció) elektromos áram hatására megy végbe. Később kiderült, hogy ez nem teljesen igaz, hiszen kiderült az ionok létezése a vizes oldatokban, függetlenül attól, hogy áthaladt-e rajtuk áram vagy sem. Aztán Svante Ahrennius új elméletet alkotott, melynek lényege, hogy az elektrolitok oldószer hatására spontán ionokká bomlanak. Az ionok jelenléte pedig ideális feltételeket teremt az elektromos vezetőképességhez az oldatban.

Körülbelül így néz ki sematikusan az elektrolitikus disszociáció.

Az elektrolitikus disszociáció nagy jelentősége az oldatokban abban rejlik, hogy lehetővé teszi a savak, bázisok és sók tulajdonságainak leírását, és a továbbiakban erről részletesen kitérünk.

Savak elektrolitikus disszociációja

N 3 PO 4 ⇄ N + N 2 PO- 4 (első szakasz)
N 2 PO 4 ⇄ N + NPO 2 - 4 (második szakasz)
N 2 PO 4 ⇄ N+ PO Z - 4 (harmadik szakasz)

Így néznek ki a savak elektrolitikus disszociációjának kémiai egyenletei. A példa a foszforsav H 3 PO 4 elektrolitikus disszociációját mutatja be, amely hidrogén H-ra (kation) és anódionokra bomlik. Ezenkívül sok bázikus sav disszociációja általában csak az első lépésben történik.

A bázisok elektrolitikus disszociációja

A bázisok abban különböznek a savaktól, hogy disszociációjuk során hidroxidionok képződnek kationként.

Példa egy alap kémiai disszociációs egyenletre

KOH ⇄ K + OH-; NH 4 OH ⇄ NH+ 4 + OH-

A vízben oldódó bázisokat lúgoknak nevezzük, nem sok van belőlük, főleg az alkáli- és alkáliföldfémek, mint a LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH és Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH)2, Ra(OH)2

A sók elektrolitikus disszociációja

A sók elektrolitikus disszociációja során kationként fémek keletkeznek, valamint az ammónium kation NH 4, a savmaradékok pedig anionokká válnak.

(NH 4) 2 SO 4 ⇄ 2NH+ 4 + SO 2 - 4; Na 3 PO 4 ⇄ 3Na + PO 3-4

Példa a sók elektrolitikus disszociációjának egyenletére.

Elektrolitikus disszociáció, videó

És végül egy oktatási videó cikkünk témájában.

1887-ben Arrhenius svéd kémikus megfogalmazta az elektrolitikus disszociáció elméletét. Az elmélet megmagyarázza, hogy a sók, savak és lúgok vizes oldatai miért vezetnek elektromos áramot.

Elektrolitikus disszociáció

Arrhenius a megoldások tanulmányozása közben észrevette, hogy néhányuk elektromos áramot vezet. Ahhoz, hogy pontosan megértsük, hogyan történik ez, fel kell idéznünk az elektromos áram definícióját. Ez a töltött részecskék rendezett mozgása. Ezért ezeknek a részecskéknek jelen kell lenniük az oldatban.

Az elektromos áramot hordozó töltött részecskék ionok. Ezeket pozitív töltésű kationokra és negatív töltésű anionokra osztják.

Rizs. 1. Kationok és anionok a vízben.

Az ionok az anyagok molekuláinak szétesése (hasadása) eredményeként keletkeznek. Ez történhet oldatban vízmolekulák hatására vagy magas hőmérsékleten az olvadékban. A molekulák ionokra bontását elektrolitikus disszociációnak nevezzük.

Elektrolitok és nem elektrolitok

Nem minden anyag bomlik ionokká víz hatására. Ezért kiemelik két anyagcsoport:

• elektrolitok - a molekulák ionokra bomlanak;
• nem elektrolitok – a molekulák nem bomlanak le ionokra.

Az elektrolitokhoz Az összetett szervetlen anyagok közé tartoznak:

• savak;
• okok;
• olvadékok és sók oldatai;
• szilárd sók;
• néhány szilárd oxid;
• hidroxidok.

Nem elektrolitok - többség szerves anyag. Ezek tartalmazzák:

• aldehidek;
• ketonok;
• szénhidrogének;
• szénhidrátokat.

Az elektrolitikus disszociáció lényege a kovalens poláris vagy ionos kötések felbomlása. A vízmolekulák felhúzzák a poláris molekulákat, növelve a polaritást, és ionokra bontják azokat. A magas hőmérsékletű olvadékokban a kristályrácsban lévő ionok oszcillálni kezdenek, ami a kristály pusztulásához vezet. Az egyszerű anyagokban jelenlévő kovalens nempoláris kötések elég erősek, és nem törik fel a vízmolekulák vagy hevítés hatására.

Rizs. 2. A vízmolekulák nátrium- és klórionokat képeznek.

Az elektrolitok típusai

Az elektrolitikus disszociációt a disszociáció mértéke jellemzi. Ez egy olyan mennyiség, amely tükrözi a bomlott molekulák számának az anyag molekuláinak teljes számához viszonyított arányát. A disszociáció mértéke egy anyag ionokra bomlott molekuláinak arányát mutatja. Képlettel kifejezve

ahol n a bomlott molekulák száma, N a molekulák teljes száma.

A disszociáció mértéke szerint az elektrolitok két csoportját különböztetjük meg:

• erős- telítetlen oldatokban (erős savak, sók, lúgok) szinte teljesen szétesik;
• gyenge- részben szétesik vagy nem bomlik (gyenge savak, gyengén oldódó sók, oldhatatlan bázisok, ammónium-hidroxid).

Rizs. 3. Erős és gyenge elektrolitok.

A telítetlen oldat kis koncentrációban tartalmaz oldott anyagot. Ez azt jelenti, hogy az oldathoz további anyag adható.

Az elmélet rendelkezései

Az elektrolitok tanulmányozása után Arrhenius megfogalmazta az elektrolitikus disszociáció elméletének fő elveit:

• az anyagok vízzel kölcsönhatásba lépve ionokra - kationokra és anionokra - bomlanak;
• az elektromos áram hatására a kationok a katód felé, az anionok pedig az anód felé mozognak;
• A disszociáció a gyenge elektrolitok reverzibilis folyamata.

A jelentés értékelése

Átlagos értékelés: 4. Összes értékelés: 192.

Arrhenius elmélete az elektrolitikus disszociációról. Ostwald hígítási törvénye. A disszociáció mértéke, disszociációs állandó. Az Arrhenius-elmélet hátrányai.

Arrhenius elektrolitikus disszociáció elmélete

Az elektrolitok esetében az oldatok kolligatív tulajdonságai (a fagyáspont csökkentése, a forráspont növelése, az oldószer gőznyomásának az oldat feletti csökkentése és az ozmotikus nyomás) sokkal nagyobbak, mint a nem elektrolitok megfelelő értékei. Az ozmotikus nyomás egyenletébenpVan't Hoff bevezette az empirikus együtthatót én > 1, amelynek fizikai jelentése világossá vált az elektrolitikus disszociáció elméletének megjelenésével:

p= én katódsugárcső .

Az elektrolitikus disszociáció elméletét Arrhenius (1884-1887) javasolta, aki számos tudós egyéni megállapításait dolgozta ki.

Az Arrhenius-elmélet alapvető rendelkezései:

1. A sók, savak, bázisok vízben és néhány más poláris oldószerben oldva részben vagy teljesen szétesnek (disszociál) ionokhoz. Ezek az ionok az oldatban léteznek, függetlenül attól, hogy elektromos áram halad át az oldaton, vagy sem. Ennek eredményeként az oldott anyag egymástól függetlenül mozgó részecskéinek száma nagyobb, mint disszociáció hiányában, és az oldatok kolligatív tulajdonságainak értékei a részecskék számával egyenes arányban nőnek. Az ionok töltött részecskék, amelyek vagy egyedi atomokból vagy atomcsoportokból állnak. Feltételezzük, hogy az oldatban lévő ionok ideális gáz molekuláiként viselkednek, vagyis nem lépnek kölcsönhatásba egymással.

2. Az oldatban végbemenő disszociációs folyamattal együtt a fordított folyamat is megtörténik- ionok molekulákká való társulása. Így a molekulák disszociációja ionokká nem teljes, ezért az elektrolitikus disszociáció mértékeként Arrhenius bevezette a disszociáció mértékéta, amelyet a molekulák ionokra bomló részeként határoznak meg:

a== .

Bármilyen reverzibilis elektrolitikus disszociációs reakcióhoz

NAK NEK n+ A n - Û n+ K z + +n – A z –

összegn + + n– megegyezik a teljes számmalnegy molekula disszociációja során keletkező ionok; kapcsolat van't Hoff együtthatóval én egyenlet adja meg

én =1+( n + + n – - 1) × a=1+(n- 1) × a .

Miután meghatározta az együtthatótén, ezzel az egyenlettel kiszámolhatja a disszociáció mértékéta, ha ismert a mennyiségn.

Együttható én megmutatja, hogy az oldatban lévő részecskék összes moláris koncentrációja hányszorosára nő az elektrolit disszociációja következtében. A hígítás növekedésével a van't Hoff-együttható egy egyszerű egész számhoz közelít (2, 3, 4- az anyag egy molekulájából képződött ionok számától függően).

3. Az oldott anyagok ionokká történő disszociációja ugyanazoknak a kémiai egyensúlyi törvényeknek engedelmeskedik, mint más reakciók, különösen a tömegcselekvés törvénye

K d,s = ,

ahol K d, s- disszociációs állandó , koncentrációban kifejezve, vagy az ún klasszikus disszociációs állandó .

Az erős elektrolitok disszociációja 100%-os vagy közel 100%-os, így az ionkoncentrációkat egyenlőnek tekinthetjük az oldott anyag molaritásával szorozvan + (n – ):

s +=Val vel × n + ,Val vel -=Val vel × n – .

Amikor egy gyenge elektrolit disszociál, egyensúly jön létre a nem disszociált molekulák és ionok között. Mérlegeljük legegyszerűbb példa amikor egy molekula csak két ionra bomlik:

CH 3 COOHÛ CH 3 COO – +H +

Val vel- a Val vel a Val vel aс (egyensúlyi koncentrációk)

K d,s = =

K d,s = =

Az utolsó egyenlőség a legegyszerűbb forma Ostwald tenyésztési törvénye (1888), mivel a mennyiségV = 1/Val vel, l/mol, hígításnak nevezzük.

Minél nagyobb a K d, s, annál nagyobb a disszociáció mértéke. Így a Kd,c értéke a sav erősségének mértékeként, azaz a savasság mértékeként szolgálhat. Közepes szilárdságú elektrolitokhoz (H 3 PO 4- első lépés, Ca(OH) 2, CHCl 2 COOH) K d, s értéke 10 –2 és 10 –4 között van; gyenge elektrolitokhoz (CH 3 COOH, NH 4 OH) K d, s = 10 –5- 10-9 ; atK d,s < 10-10 elektrolit nagyon gyengének számít (H 2 O, C 6 H 5 OH, C 6 H 5 N H 2, HCN).

A disszociációs állandó ismeretében az elektrolit koncentrációtól függően kiszámítható a disszociáció mértéke. Döntés másodfokú egyenletés tekintettel arraa> 0, megkapjuk

.

Amint az abból következik adott egyenlet, K d, s>> 4Val vel , a® 1, azaz az elektrolit teljesen disszociálódik. Másrészt kis K d, s esetén (általában< 10 –5) és nem túl alacsony koncentrációknál, amikor K d, s<< 4Val vel, méretaelhanyagolható az 1-hez képest az Ostwald-féle hígítási törvény nevezőjében, és a képletek a következőt veszik fel:

K d,s =a 2 s; a= .

A fenti összefüggések csak szimmetrikus bináris elektrolitok oldataira érvényesek (vagyis ha egy elektrolit molekula egy kationt és egy aniont termel). Ha az elektrolit kettőnél több ionra bomlik, akkor a K d, c függőségeabonyolultabb lesz:

kb Cl2Û Ca 2+ +2Cl –

(1-a) a s2 aVal vel

K d,s = ==

Rizs. 22. Gyenge elektrolit disszociációs fokának függőségeakoncentrációjárólVal vel	Rizs. 23. A disszociációs állandó és a gyenge elektrolit disszociációs fokának függése a hőmérséklettől

A disszociáció mértékea, és ennek következtében és K d, s a hőmérséklettől is függ, a függőség egy maximumon megy át (lásd 23. ábra). Ez két ellentétes irányú hatás hatására magyarázható. Egyrészt minden disszociáció a hő elnyelésével megy végbe, ezért a hőmérséklet emelkedésével az egyensúlynak a nagyobb disszociáció felé kell elmozdulnia. Másrészt a hőmérséklet emelkedésével az oldószerként szolgáló víz dielektromos állandója csökken, és ez elősegíti az ionok újraegyesítését. K d, c maximum annál a T-nél, ahol a második tényező hatása kezd uralkodni. Jellemzően a K d, s változása T növekedésével kicsi.

A Kd,c hőmérséklettől való függését a van’t Hoff-izobar egyenlet írja le:G o =RT ln K d, s.

Az elektrolitikus disszociáció elmélete S. Arrhenius svéd tudós javasolta 1887-ben.

Elektrolitikus disszociáció- ez az elektrolit molekulák lebomlása pozitív töltésű (kationok) és negatív töltésű (anionok) ionok képződésével az oldatban.

Például az ecetsav így disszociál vizes oldatban:

CH 3 COOH⇄H + +CH 3 COO - .

A disszociáció visszafordítható folyamat. De a különböző elektrolitok eltérően disszociálnak. A mérték függ az elektrolit jellegétől, koncentrációjától, az oldószer jellegétől, külső körülményektől (hőmérséklet, nyomás).

disszociációs fok α - az ionokká szétesett molekulák számának aránya az összes molekulaszámhoz viszonyítva:

α=v´(x)/v(x).

A fokozat 0 és 1 között változhat (a disszociáció hiányától a teljes befejezéséig). Százalékban jelezve. Kísérletileg meghatározva. Amikor az elektrolit disszociál, az oldatban lévő részecskék száma megnő. A disszociáció mértéke az elektrolit erősségét jelzi.

Megkülönböztetni erősÉs gyenge elektrolitok.

Erős elektrolitok- ezek azok az elektrolitok, amelyek disszociációs foka meghaladja a 30%-ot.

Közepes erősségű elektrolitok- ezek azok, amelyek disszociációs foka 3% és 30% között mozog.

Gyenge elektrolitok- a disszociáció mértéke 0,1 M vizes oldatban kevesebb, mint 3%.

Példák gyenge és erős elektrolitokra.

Az erős elektrolitok híg oldatokban teljesen ionokká bomlanak, azaz. α = 1. De a kísérletek azt mutatják, hogy a disszociáció nem lehet egyenlő 1-gyel, van hozzávetőleges értéke, de nem egyenlő 1-gyel. Ez nem valódi disszociáció, hanem látszólagos.

Például legyen valami kapcsolat α = 0,7. Azok. Arrhenius elmélete szerint a nem disszociált molekulák 30%-a „lebeg” az oldatban. És 70%-a szabad ionokat képezett. Az elektrosztatikus elmélet pedig egy másik definíciót ad ennek a fogalomnak: ha α = 0,7, akkor minden molekula ionokká disszociál, de az ionok csak 70%-ban szabadok, a maradék 30%-ot elektrosztatikus kölcsönhatások kötik meg.

A disszociáció látszólagos foka.

A disszociáció mértéke nemcsak az oldószer és az oldott anyag természetétől függ, hanem az oldat koncentrációjától és hőmérsékletétől is.

A disszociációs egyenlet a következőképpen ábrázolható:

AK ⇄ A- + K + .

És a disszociáció mértéke a következőképpen fejezhető ki:

Az oldat koncentrációjának növekedésével az elektrolit disszociáció mértéke csökken. Azok. egy adott elektrolit fokértéke nem állandó érték.

Mivel a disszociáció reverzibilis folyamat, a reakciósebesség-egyenletek a következőképpen írhatók fel:

Ha a disszociáció egyensúlyi állapot, akkor az arányok egyenlőek, és ennek eredményeként azt kapjuk egyensúlyi állandó(disszociációs állandó):

A K az oldószer jellegétől és a hőmérséklettől függ, de nem függ az oldatok koncentrációjától. Az egyenletből jól látható, hogy minél több a disszociálatlan molekula, annál kisebb az elektrolit disszociációs állandó értéke.

Többbázisú savak lépésenként disszociál, és minden lépésnek megvan a saját disszociációs állandó értéke.

Ha egy többbázisú sav disszociál, akkor az első proton eltávolítható a legkönnyebben, de az anion töltésének növekedésével a vonzás növekszik, ezért a protont sokkal nehezebb eltávolítani. Például,

Az ortofoszforsav disszociációs állandói minden lépésben nagymértékben változhatnak:

I - színpad:

II - szakasz:

III - szakasz:

Az első szakaszban az ortofoszforsav közepes erősségű sav, a 2. szakaszban gyenge, a 3. szakaszban pedig nagyon gyenge.

Példák egyes elektrolitoldatok egyensúlyi állandóira.

Nézzünk egy példát:

Ha ezüstionokat tartalmazó oldathoz fémrezet adunk, akkor az egyensúlyi pillanatban a rézionok koncentrációja nagyobb legyen, mint az ezüst koncentrációja.

De a konstansnak alacsony az értéke:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Ami arra utal, hogy mire az egyensúly létrejött, nagyon kevés ezüst-klorid oldódott fel.

A fémes réz és ezüst koncentrációja beletartozik az egyensúlyi állandóba.

A víz ionos terméke.

Az alábbi táblázat a következő adatokat tartalmazza:

Ezt az állandót ún a víz ionos terméke, ami csak a hőmérséklettől függ. A disszociáció szerint 1 H+ iononként egy hidroxidion van. A tiszta vízben ezen ionok koncentrációja azonos: [ H + ] = [Ó - ].

Innen, [ H + ] = [Ó- ] = = 10-7 mol/l.

Ha idegen anyagot, például sósavat adunk a vízhez, a hidrogénionok koncentrációja nő, de a víz ionos terméke nem függ a koncentrációtól.

És ha lúgot adunk hozzá, az ionok koncentrációja nő, és a hidrogén mennyisége csökken.

Koncentráció és összefügg egymással: minél nagyobb az egyik érték, annál kisebb a másik.

Az oldat savassága (pH).

Az oldatok savasságát általában az ionok koncentrációjával fejezzük ki H+. Savas környezetben pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH= 10 -7 mol/l, lúgos - pH> 10 -7 mol/l.
Az oldat savasságát a hidrogénionok koncentrációjának negatív logaritmusán keresztül fejezzük ki, ún pH.

pH = -lg[ H + ].

Az állandó és a disszociáció mértéke közötti kapcsolat.

Vegyünk egy példát az ecetsav disszociációjára:

Keressük az állandót:

Moláris koncentráció C=1/V, cserélje be az egyenletbe, és kapja meg:

Ezek az egyenletek W. Ostwald tenyésztési törvénye, mely szerint az elektrolit disszociációs állandója nem függ az oldat hígításától.

Arrhenius elmélete a következő főbb rendelkezéseket tartalmazta:

Oldódáskor a szervetlen és szerves savak, hidroxidok és sók molekulái ionokká bomlanak (disszociálnak):

HCl H + + Cl –

NaOH Na + + OH-

K2SO4 2K + + SO 4 2–

Az ionok töltött részecskék, amelyek egyes atomokból vagy atomcsoportokból vagy atomcsoportokból állnak. Feltételezték, hogy az ionok az oldatban úgy viselkednek, mint egy ideális gáz molekulái, azaz. Nem kommunikálok egymással.

A disszociációhoz vezető fizikai okokat Arrhenius elmélete nem vette figyelembe. Nem került szóba az a kérdés sem, hogy a töltött részecskék, amelyekre az elektrosztatika törvényei vonatkoznak, miért nem lépnek kölcsönhatásba egymással oldatban.

A molekulák ionokká történő disszociációja nem teljes, i.e. nem minden elektrolitmolekula, hanem csak egy bizonyos α-töredéke, az úgynevezett disszociációs fok, bomlik ionokká. A van't Hoff-együtthatóhoz kapcsolódó disszociáció mértéke a kapcsolat alapján:

α = (1.1)

ahol n azoknak az ionoknak a száma, amelyekre egy elektrolit molekula felbomlik.

A növekvő vagy csökkenő koncentrációjú elektrolitoldatokban megfigyelt összes minőségi változást az elektrolitikus disszociáció elmélete a disszociáció mértékének változásával társítja.

Az elektrolitikus disszociáció mértékét ez az elmélet az elektrolitoldat egyik fő mennyiségi jellemzőjének tekinti.

Az oldatban az ionok és a molekulák között egyensúly van. A tömeghatás törvénye az elektrolitikus disszociáció folyamatára vonatkozik, és az elektrolit második mennyiségi jellemzője a disszociációs állandó.

Kapcsolatát a disszociáció mértékével egy bináris elektrolit MA példáján tekinthetjük, disszociálva az egyenlet szerint:

MA M + + A –

és mivel C MA = C - C α " = C (1-α),

A,
, akkor az Arrhenius-elmélet szerinti K elektrolitikus disszociációs állandót a következő kifejezéssel kell helyettesíteni:

K d =
(1.2)

Ezt az egyenletet W. Ostwald vezette le és fejezte ki hígítási törvényének lényegét, mivel a υ = 1/C moláris koncentráció reciprokát hígításnak nevezzük.

Az Arrhenius-elmélet szerint egy adott elektrolit Kd állandója állandó, és a disszociáció mértékétől eltérően nem függhet a koncentrációtól, és elsősorban az elektrolit természete határozza meg. Ezért az (1.2) egyenlet segítségével kiszámítható az elektrolit disszociáció mértéke az elektrolit koncentrációtól függően.

A másodfokú egyenletet megoldva, és figyelembe véve, hogy α>0, kapjuk:

α =
(1.3)

És amint az (1.3) egyenletből következik, mint C → 0 vagy K → ∞, α → 1 azaz. az elektrolit teljesen disszociálódik.

Másrészt kis disszociációs állandóknál és nem túl alacsony elektrolitkoncentrációknál, amikor K 2<< 4КС

α ≈ (1.4)

Az (1.2) és (1.4) összefüggések csak bináris elektrolitokra vonatkoznak.

4.1.3 Ionegyensúly elektrolitoldatokban

Arrhenius elmélete lehetővé tette az elektrolitoldatok számos kémiai jellemzőjének magyarázatát.

Ennek alapján az első tudományos definíciót a „sav” és „bázis” fogalmak adták, amelyek szerint a sav (HA) egy hidrogéntartalmú vegyület, amelynek disszociációja során hidrogénionok képződnek, és bázis keletkezik. vegyület (MOH), amelynek disszociációja során hidroxil-ionok képződnek

HA N+ + A –

MOH M++ Ó –

Ez lehetővé tette, hogy a semlegesítési reakciót a sav hidrogénionjai és a bázis hidroxidionjai közötti kölcsönhatás folyamatának tekintsük, víz képződésével, valamint erős savak és erős bázisok híg oldataiban, amelyeknél ezek teljes disszociációja megtörténik. állandó termikus hatás jellemzi, függetlenül a savak és bázisok természetétől.

A sav NA és bázis MOH disszociációs folyamataira az Oswald-törvény (1.2) formában írható fel, ahol K d a sav (K A) vagy bázis (K B) úgynevezett koncentrációs állandóját jelöli.

K A =
(1.5)

K V =
(1.6)

Értéküket az egyensúlyi koncentrációk határozzák meg. Mivel az állandók általában meglehetősen nagy számértékekkel rendelkeznek, célszerű logaritmikus skálán írni:

pK A = - log K A

рК В = - log K В (1,7)

Az egyensúlyi állandó fogalma közvetlenül alkalmazható olyan oldószerekre, amelyek molekulái képesek ionokra bontani. Például a vízdisszociációs reakció koncentráció-egyensúlyi állandója: H 2 O N + + Ó -

K D =
(1.8)

De mivel a vízmolekulák nagyon kis része ionokra bomlik, feltételezhetjük, hogy a víz koncentrációja szinte állandó, így kapjuk:

= (1.9)

Hol, állandó
, amely a hőmérséklettől függ, a víz ionos termékének nevezzük. 20-25 0 C-on

R
= - log
≈ 14

Következésképpen ezen a hőmérsékleten a hidrogénionok és a hidroxidionok koncentrációja tiszta vízben, valamint bármely semleges reakciójú vizes elektrolit oldatban 10-7 mol/l. A hidrogénionok koncentrációját is általában logaritmikus skálán fejezzük ki, a hidrogénionok koncentrációjának mínusz előjellel vett logaritmusát a pH szimbólummal jelöljük.

pH = - log

Az oldószer disszociációja során képződő ionok jelenléte, bár nagyon kis koncentrációban, az adott oldatban oldott anyagok ionjaival való kölcsönhatáshoz és új ionegyensúlyok kialakulásához vezet. Ezt a jelenséget általában ún szolvolízis, és ha az oldószer víz, akkor hidrolízis.

Gyenge sav és erős bázis sóinál a hidrolízis reakció az A - +H 2 O egyenlet szerint megy végbe. HA + OH - és a hidrolízisállandó jellemzi.

K G =
(1.10)

Mert a
= konst. Az (1.5.) és (1.9) egyenlet segítségével felírhatjuk

K G = (neked) (1.11)

Az (1.11) egyenlet azt mutatja, hogy minél gyengébb a sav, annál nagyobb a hidrolízis állandója. Hasonló arány érhető el egy erős sav és egy gyenge bázis sójának hidrolízisénél. A hidrolízis egyenletnek megvan a formája

M++H2O MON + OH +

és a hidrolízis állandó

K G =
(alap) (1,12)

A függőség miatt
A hőmérséklet emelkedésével a hidrolízis állandók észrevehetően nőnek.

Azt is meg kell jegyezni, hogy az első esetben az oldat lúgos reakciója lesz (pH > 7), a második esetben pedig savas reakció lesz (pH).< 7).

A fentiekből kitűnik, hogy ha egy erős sav és egy erős bázis sóját vízben oldjuk, akkor a közeg semleges reakciójának meg kell maradnia.

Azok az oldatok, amelyek gyenge savakat és e savak és erős bázisok által képzett sókat, vagy gyenge bázisokat és e bázisok és erős savak által képzett sókat tartalmaznak, azzal a figyelemre méltó tulajdonsággal rendelkeznek, hogy ellenállnak a pH-változásoknak, amikor savakat vagy bázisokat adnak hozzájuk. Ezt a tulajdonságot ún megoldások pufferelési tulajdonsága, és az azt tartalmazó megoldások – pufferoldatok.

Vegyünk egy ecetsavat és nátrium-acetátot tartalmazó vizes oldatot. Adjunk ehhez az oldathoz erős bázist, például nátrium-hidroxidot. A NaOH semlegesítési reakciója gyenge savval megy végbe.

CH 3 COOH + Na + + OH – = CH 3 COO – + Na + + H 2 O

Ennek köszönhetően az oldat savassága gyakorlatilag változatlan marad, vagy sokszorosan kisebb mértékben változik, mintha nátrium-acetát oldathoz NaOH-t adnánk.

Ha erős savat, például sósavat adunk a pufferoldathoz, reakció lép fel nátrium-acetáttal.

CH 3 COOH – + Na + + H + + Сl – = CH 3 COOH + Na + +Сl –

nem disszociált ecetsavmolekulák képződésével, azaz. hidrogénionok abszorpciójával.

A pufferoldatban a hidrogénionok koncentrációjának változása savas vagy lúgos reagens hozzáadása következtében a következőképpen számítható ki.

Írja fel az ecetsav egyensúlyi állandóját!

K k =
(1.13)

Ebben az egyenletben a nagyon gyengén disszociáló ecetsav nem disszociált molekuláinak koncentrációja gyakorlatilag megegyezik a sav analitikai koncentrációjával (Sk), az acetátionok koncentrációja pedig a teljesen disszociálódó nátrium-acetát (Sc) analitikai koncentrációjával. Akkor

=
(1.14)

Hasonló cikkek