História objavu takého zaujímavého javu v chémii, akým je elektrolytická disociácia, sa začala v roku 1887, keď švédsky chemik Svante Arennius pri štúdiu elektrickej vodivosti vodných roztokov navrhol, že v takýchto roztokoch by sa látky mohli rozpadať na nabité častice – ióny. Tieto ióny sú v pohybe a pohybujú sa k elektródam, kladne nabitej katóde aj záporne nabitej anóde. Tento proces rozkladu sa nazýva elektrolytická disociácia; je to dôvod, prečo sa v roztokoch objavuje elektrický prúd.
Teória elektrolytickej disociácie
Klasická teória elektrolytickej disociácie, ktorú vypracoval objaviteľ S. Ahrennius spolu s W. Oswaldom, v prvom rade predpokladala, že k rozpadu molekúl na ióny (samotnej disociácii) dochádza vplyvom elektrického prúdu. Následne sa ukázalo, že to nie je celkom pravda, keďže sa odhalila existencia iónov vo vodných roztokoch bez ohľadu na to, či nimi prúd prechádzal alebo nie. Potom Svante Ahrennius vytvoril novú teóriu, ktorej podstatou je, že elektrolyty sa pod vplyvom rozpúšťadla spontánne rozpadajú na ióny. A prítomnosť iónov vytvára ideálne podmienky pre elektrickú vodivosť v roztoku.
Zhruba takto schematicky vyzerá elektrolytická disociácia.
Veľký význam elektrolytickej disociácie v roztokoch spočíva v tom, že nám umožňuje opísať vlastnosti kyselín, zásad a solí a ďalej sa tomu budeme podrobne venovať.
Elektrolytická disociácia kyselín
N 3 PO 4 ⇄ N + N 2 PO- 4 (prvá fáza)
N 2 PO 4 ⇄ N + NPO 2 - 4 (druhý stupeň)
N 2 PO 4 ⇄ N+ PO Z - 4 (tretia etapa)
Takto vyzerajú chemické rovnice pre elektrolytickú disociáciu kyselín. Príklad ukazuje elektrolytickú disociáciu kyseliny fosforečnej H 3 PO 4, ktorá sa rozkladá na vodík H (katión) a anódové ióny. Okrem toho k disociácii mnohých zásaditých kyselín dochádza spravidla iba v prvom kroku.
Elektrolytická disociácia zásad
Zásady sa líšia od kyselín tým, že pri ich disociácii vznikajú hydroxidové ióny ako katióny.
Príklad základnej chemickej disociačnej rovnice
KOH ⇄ K + OH-; NH 4 OH ⇄ NH+ 4 + OH-
Zásady, ktoré sa rozpúšťajú vo vode, sa nazývajú zásady, nie je ich až tak veľa, hlavne zásady alkalických kovov a kovov alkalických zemín, ako LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH a Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH)2, Ra(OH)2
Elektrolytická disociácia solí
Pri elektrolytickej disociácii solí vznikajú kovy ako katióny, ako aj amónny katión NH 4 a zvyšky kyselín sa stávajú aniónmi.
(NH4)2S04⇄2NH+4 + S02-4; Na 3 PO 4 ⇄ 3Na + PO 3- 4
Príklad rovnice pre elektrolytickú disociáciu solí.
Elektrolytická disociácia, video
A na záver vzdelávacie video na tému nášho článku.
V roku 1887 švédsky chemik Arrhenius sformuloval teóriu elektrolytickej disociácie. Teória vysvetľuje, prečo vodné roztoky solí, kyselín a zásad vedú elektrický prúd.
Elektrolytická disociácia
Arrhenius si pri štúdiu riešení všimol, že niektoré z nich vedú elektrický prúd. Aby sme presne pochopili, ako sa to deje, mali by sme si pripomenúť definíciu elektrického prúdu. Toto je usporiadaný pohyb nabitých častíc. Preto musia byť tieto častice prítomné v roztoku.
Nabité častice, ktoré prenášajú elektrický prúd, sú ióny. Delia sa na kladne nabité katióny a záporne nabité anióny.
Ryža. 1. Katióny a anióny vo vode.
Ióny vznikajú v dôsledku rozpadu (štiepenia) molekúl látok. K tomu môže dôjsť v roztoku pod vplyvom molekúl vody alebo pri vysokých teplotách v tavenine. Rozklad molekúl na ióny sa nazýva elektrolytická disociácia.
Elektrolyty a neelektrolyty
Nie všetky látky sa pri pôsobení vody rozpadajú na ióny. Preto zvýrazňujú dve skupiny látok:
- elektrolyty - molekuly sa rozpadajú na ióny;
- neelektrolyty – molekuly sa nerozkladajú na ióny.
K elektrolytom komplexné anorganické látky zahŕňajú:
- kyseliny;
- dôvody;
- taveniny a roztoky solí;
- pevné soli;
- niektoré tuhé oxidy;
- hydroxidy.
Neelektrolyty - väčšina organických látok. Tie obsahujú:
- aldehydy;
- ketóny;
- uhľovodíky;
- sacharidy.
Podstatou elektrolytickej disociácie je rozpad kovalentných polárnych alebo iónových väzieb. Molekuly vody ťahajú polárne molekuly, zvyšujú polaritu a rozkladajú ich na ióny. V taveninách pri vysokých teplotách začnú ióny v kryštálovej mriežke oscilovať, čo vedie k deštrukcii kryštálu. Kovalentné nepolárne väzby prítomné v jednoduchých látkach sú dostatočne pevné a nerozbijú sa molekulami vody ani pri zahrievaní.
Ryža. 2. Molekuly vody tvoria ióny sodíka a chlóru.
Druhy elektrolytov
Elektrolytická disociácia je charakterizovaná stupňom disociácie. Toto je množstvo, ktoré odráža pomer počtu rozpadnutých molekúl k celkovému počtu molekúl látky. Stupeň disociácie ukazuje podiel molekúl látky, ktoré sa rozpadli na ióny. Vyjadrené vzorcom
kde n je počet rozpadnutých molekúl, N je celkový počet molekúl.
Podľa stupňa disociácie sa rozlišujú dve skupiny elektrolytov:
- silný- takmer úplne sa rozpadajú v nenasýtených roztokoch (silné kyseliny, soli, zásady);
- slabý- čiastočne sa rozpadajú alebo sa nerozpadajú (slabé kyseliny, málo rozpustné soli, nerozpustné zásady, hydroxid amónny).
Ryža. 3. Silné a slabé elektrolyty.
Nenasýtený roztok obsahuje malú koncentráciu rozpustenej látky. To znamená, že do roztoku je možné pridať ešte nejakú látku.
Ustanovenia teórie
Po štúdiu elektrolytov Arrhenius sformuloval hlavné princípy teórie elektrolytickej disociácie:
- látky sa pri interakcii s vodou rozpadajú na ióny - katióny a anióny;
- elektrický prúd spôsobuje pohyb katiónov smerom ku katóde a anióny smerom k anóde;
- disociácia je reverzibilný proces pre slabé elektrolyty.
Priemerné hodnotenie: 4. Celkový počet získaných hodnotení: 192.
Arrheniusova teória elektrolytickej disociácie. Ostwaldov zákon riedenia. Stupeň disociácie, disociačná konštanta. Nevýhody Arrheniovej teórie.
Arrheniova teória elektrolytickej disociácie
Pre elektrolyty sú koligatívne vlastnosti roztokov (zníženie bodu tuhnutia, zvýšenie bodu varu, zníženie tlaku pár rozpúšťadla nad roztokom a osmotický tlak) oveľa väčšie ako zodpovedajúce hodnoty pre neelektrolyty. V rovnici pre osmotický tlakpVan't Hoff zaviedol empirický koeficient i > 1, ktorého fyzikálny význam sa stal jasným s príchodom teórie elektrolytickej disociácie:
p= i cRT .
Teóriu elektrolytickej disociácie navrhol Arrhenius (1884-1887), ktorý rozvinul jednotlivé výroky viacerých vedcov.
Základné ustanovenia Arrheniovej teórie:
1. Soli, kyseliny, zásady sa po rozpustení vo vode a niektorých ďalších polárnych rozpúšťadlách čiastočne alebo úplne rozpadajú (oddeliť) na ióny. Tieto ióny existujú v roztoku bez ohľadu na to, či cez roztok prechádza elektrický prúd alebo nie. Výsledkom je, že počet nezávisle sa pohybujúcich častíc rozpustenej látky je väčší ako pri absencii disociácie a hodnoty koligatívnych vlastností roztokov sa zvyšujú priamo úmerne k počtu častíc. Ióny sú nabité častice, ktoré pozostávajú buď z jednotlivých atómov alebo skupín atómov. Predpokladá sa, že ióny v roztoku sa správajú ako molekuly ideálneho plynu, to znamená, že navzájom neinteragujú.
2. Spolu s procesom disociácie v roztoku dochádza k opačnému procesu- spojenie iónov do molekúl. Disociácia molekúl na ióny je teda neúplná preto ako mieru elektrolytickej disociácie zaviedol Arrhenius stupeň disociáciea, definovaný ako frakcia molekúl, ktoré sa rozpadajú na ióny:
a== .
Pre akúkoľvek reverzibilnú elektrolytickú disociačnú reakciu
TO n+ A n - Û n+ K z ++n – A z –
súčetn + + n– rovná sa celkovému počtunióny vznikajúce pri disociácii jednej molekuly; súvislosť s van't Hoffovým koeficientom i je dané rovnicou
i =1+( n + + n – - 1) ×a=1+(n- 1) ×a .
Po určení koeficientui, môžete použiť túto rovnicu na výpočet stupňa disociáciea, ak je množstvo známen.
Koeficient i ukazuje, koľkokrát vzrastie celková molárna koncentrácia častíc v roztoku v dôsledku disociácie elektrolytu. Ako sa riedenie zvyšuje, van't Hoffov koeficient sa blíži k jednoduchému celému číslu (2, 3, 4- v závislosti od počtu iónov vytvorených z jednej molekuly látky).
3. Disociácia rozpustených látok na ióny sa riadi rovnakými zákonmi chemickej rovnováhy ako iné reakcie, najmä zákon hromadnej akcie
Kd,s = 
,
kde K d, s- disociačná konštanta , vyjadrené v zmysle koncentrácie, alebo tzv klasická disociačná konštanta .
Disociácia silných elektrolytov je 100 % alebo takmer 100 %, takže koncentrácie iónov možno považovať za rovné molarite rozpustenej látky vynásobenejn + (n – ):
s +=s × n + ,s -=s × n – .
Keď sa slabý elektrolyt disociuje, vytvorí sa rovnováha medzi nedisociovanými molekulami a iónmi. Pozrime sa na jednoduchý príklad keď sa molekula rozpadne iba na dva ióny:
CH3COOHÛ CH3COO – +H+
s- a s a s aс (rovnovážne koncentrácie)
Kd,s = 
=
Kd,s = =
Posledná rovnosť je najjednoduchšia forma Ostwaldov šľachtiteľský zákon (1888), keďže množstvoV = 1/s, l/mol, sa nazýva riedenie.
Čím väčšia je Kd, s, tým vyšší je stupeň disociácie. Hodnota Kd,c teda môže slúžiť ako miera sily kyseliny, teda miera kyslosti. Pre elektrolyty strednej pevnosti (H3PO4- prvý krok, Ca(OH) 2, CHCl 2 COOH) K d, hodnoty s sa pohybujú od 10 –2 do 10 –4; pre slabé elektrolyty (CH 3 COOH, N H 4 OH) K d, s = 10 –5- 10-9; atK d,s < 10–10 elektrolyt sa považuje za veľmi slabý (H 2 O, C 6 H 5 OH, C 6 H 5 N H 2, HCN).
Pri znalosti disociačnej konštanty je možné vypočítať stupeň disociácie v závislosti od koncentrácie elektrolytu. Riešenie kvadratickej rovnice a jej zohľadneniea> 0, dostaneme
.
Ako vyplýva z tejto rovnice, pri dodržaní K d, s>> 4s , a® 1, to znamená, že elektrolyt sa úplne disociuje. Na druhej strane, pri malých K d,s (zvyčajne< 10 –5) a pri nie veľmi nízkych koncentráciách, keď K d, s<< 4s, veľkosťamožno zanedbať v porovnaní s 1 v menovateli Ostwaldovho zákona riedenia a vzorce majú tvar
Kd,s =a 2 s; a= .
Vyššie uvedené vzťahy sú použiteľné len pre roztoky symetrických binárnych elektrolytov (to znamená, ak jedna molekula elektrolytu produkuje jeden katión a jeden anión). Ak sa elektrolyt rozpadne na viac ako dva ióny, potom závislosť K d, c naasa to komplikuje:
So Cl2Û Ca2+ +2Cl –
s (1-a) a s2 as
Kd,s = ==
|
|
|
|
Ryža. 22. Závislosť stupňa disociácie slabého elektrolytuana jeho koncentráciis |
Ryža. 23. Závislosť disociačnej konštanty a stupňa disociácie slabého elektrolytu od teploty |
Stupeň disociácieaa následne a Kd,s tiež závisia od teploty, závislosť prechádza maximom (pozri obr. 23). Dá sa to vysvetliť vplyvom dvoch opačne smerujúcich vplyvov. Na jednej strane k akejkoľvek disociácii dochádza pri absorpcii tepla, a preto so zvyšujúcou sa teplotou by sa mala rovnováha posúvať smerom k väčšej disociácii. Na druhej strane so zvyšujúcou sa teplotou klesá dielektrická konštanta vody, ktorá slúži ako rozpúšťadlo, a to podporuje opätovné zjednotenie iónov. Kd,c je maximum pri tom T, pri ktorom začína prevládať vplyv druhého faktora. Typicky je zmena Kd,s so zvyšujúcim sa T malá.
Závislosť Kd,c od teploty je opísaná van’t Hoffovou izobarovou rovnicou:Go = RT ln K d, s.
Teória elektrolytickej disociácie navrhol švédsky vedec S. Arrhenius v roku 1887.
Elektrolytická disociácia- ide o rozklad molekúl elektrolytu za vzniku kladne nabitých (katióny) a záporne nabitých (anióny) iónov v roztoku.
Napríklad kyselina octová vo vodnom roztoku disociuje takto:
CH3COOH⇄H++CH3COO-.
Disociácia je reverzibilný proces. Ale rôzne elektrolyty disociujú inak. Stupeň závisí od charakteru elektrolytu, jeho koncentrácie, charakteru rozpúšťadla, vonkajších podmienok (teplota, tlak).
Stupeň disociácie α - pomer počtu molekúl rozpadnutých na ióny k celkovému počtu molekúl:
a=v'(x)/v(x).
Stupeň sa môže meniť od 0 do 1 (od žiadnej disociácie až po jej úplné dokončenie). Udáva sa v percentách. Určené experimentálne. Keď elektrolyt disociuje, počet častíc v roztoku sa zvyšuje. Stupeň disociácie udáva silu elektrolytu.
Rozlišovať silný A slabé elektrolyty.
Silné elektrolyty- sú to tie elektrolyty, ktorých stupeň disociácie presahuje 30%.
Stredne silné elektrolyty- sú to tie, ktorých stupeň disociácie sa pohybuje od 3 % do 30 %.
Slabé elektrolyty- stupeň disociácie vo vodnom 0,1 M roztoku je menší ako 3 %.
Príklady slabých a silných elektrolytov.
Silné elektrolyty v zriedených roztokoch sa úplne rozpadajú na ióny, t.j. α = 1. Experimenty však ukazujú, že disociácia nemôže byť rovná 1, má približnú hodnotu, ale nie je rovná 1. Toto nie je skutočná disociácia, ale zdanlivá.
Napríklad, nech nejaké spojenie α = 0,7. Tie. podľa Arrheniovej teórie v roztoku „pláva“ 30 % nedisociovaných molekúl. A 70% tvorilo voľné ióny. A elektrostatická teória dáva inú definíciu tohto pojmu: ak α = 0,7, potom sú všetky molekuly disociované na ióny, ale ióny sú voľné len na 70 % a zvyšných 30 % je viazaných elektrostatickými interakciami.
Zjavný stupeň disociácie.
Stupeň disociácie závisí nielen od povahy rozpúšťadla a rozpustenej látky, ale aj od koncentrácie roztoku a teploty.
Disociačná rovnica môže byť reprezentovaná takto:
AK ⇄ A- + K + .
A stupeň disociácie možno vyjadriť takto:
Keď sa koncentrácia roztoku zvyšuje, stupeň disociácie elektrolytu klesá. Tie. hodnota stupňa pre konkrétny elektrolyt nie je konštantná hodnota.
Keďže disociácia je reverzibilný proces, rovnice rýchlosti reakcie možno zapísať takto:
Ak je disociácia rovnovážna, potom sú rýchlosti rovnaké a ako výsledok dostaneme rovnovážna konštanta(disociačná konštanta):
K závisí od povahy rozpúšťadla a teploty, ale nezávisí od koncentrácie roztokov. Z rovnice je zrejmé, že čím viac nedisociovaných molekúl je, tým nižšia je hodnota disociačnej konštanty elektrolytu.
Polybázické kyseliny disociovať postupne a každý krok má svoju vlastnú hodnotu disociačnej konštanty.
Ak sa viacsýtna kyselina disociuje, potom sa prvý protón najľahšie odstráni, ale so zvyšujúcim sa nábojom aniónu sa zvyšuje príťažlivosť, a preto sa protón odstraňuje oveľa ťažšie. Napríklad,
Disociačné konštanty kyseliny ortofosforečnej v každom kroku by sa mali značne líšiť:
I - fáza:
II - etapa:
III - fáza:
V prvom stupni je kyselina ortofosforečná stredne silná a v 2. stupni je slabá, v 3. stupni je veľmi slabá.
Príklady rovnovážnych konštánt pre niektoré roztoky elektrolytov.
Pozrime sa na príklad:
Ak sa do roztoku obsahujúceho ióny striebra pridá kovová meď, potom by v momente rovnováhy mala byť koncentrácia iónov medi väčšia ako koncentrácia striebra.
Ale konštanta má nízku hodnotu:
AgCl⇄Ag + +Cl - .
Čo naznačuje, že v čase, keď sa dosiahla rovnováha, sa rozpustilo veľmi málo chloridu strieborného.
Koncentrácie kovovej medi a striebra sú zahrnuté v rovnovážnej konštante.
Iónový produkt vody.
Nižšie uvedená tabuľka obsahuje nasledujúce údaje:
Táto konštanta sa nazýva iónový produkt vody, ktorá závisí len od teploty. Podľa disociácie pripadá jeden hydroxidový ión na 1 H+ ión. V čistej vode je koncentrácia týchto iónov rovnaká: [ H + ] = [OH - ].
Odtiaľ, [ H + ] = [OH-] = = 10-7 mol/l.
Ak do vody pridáte cudzorodú látku, napríklad kyselinu chlorovodíkovú, koncentrácia vodíkových iónov sa zvýši, ale iónový produkt vody nezávisí od koncentrácie.
A ak pridáte zásadu, koncentrácia iónov sa zvýši a množstvo vodíka sa zníži.
Koncentrácia a sú vzájomne prepojené: čím väčšia je jedna hodnota, tým menšia je druhá.
Kyslosť roztoku (pH).
Kyslosť roztokov sa zvyčajne vyjadruje koncentráciou iónov H+. V kyslom prostredí pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH= 10-7 mol/l, v alkalickom prostredí - pH> 10-7 mol/l.
Kyslosť roztoku sa vyjadruje záporným logaritmom koncentrácie vodíkových iónov, čo sa nazýva pH.
pH = -lg[ H + ].
Vzťah medzi konštantou a stupňom disociácie.
Zvážte príklad disociácie kyseliny octovej:
Nájdime konštantu:
Molárna koncentrácia C=1/V, dosaďte ho do rovnice a získajte:
Tieto rovnice sú Chovateľský zákon W. Ostwalda, podľa ktorého disociačná konštanta elektrolytu nezávisí od riedenia roztoku.
Arrheniusova teória zahŕňala tieto hlavné ustanovenia:
Pri rozpúšťaní sa molekuly anorganických a organických kyselín, hydroxidov a solí rozpadajú (disociujú) na ióny:
HCl H + + Cl –
NaOH 
Na + + OH -
K2SO4 
2K + + SO 4 2–
Ióny sú nabité častice, ktoré sa skladajú z jednotlivých atómov alebo zo skupiny atómov alebo zo skupiny atómov. Predpokladalo sa, že ióny sa v roztoku správajú ako molekuly ideálneho plynu, t.j. Nestýkam sa navzájom.
Fyzikálne dôvody, ktoré vedú k disociácii, neboli v Arrheniovej teórii zohľadnené. Nehovorila sa ani otázka, prečo nabité častice, ktoré by mali podliehať zákonom elektrostatiky, v roztoku navzájom neinteragujú.
Disociácia molekúl na ióny je neúplná, t.j. nie všetky molekuly elektrolytu, ale len ich určitá časť α, nazývaná stupeň disociácie, sa rozpadá na ióny. Stupeň disociácie spojený s van't Hoffovým koeficientom vzťahom:
α =
(1.1)
kde n je počet iónov, na ktoré sa rozpadne jedna molekula elektrolytu.
Všetky kvalitatívne zmeny pozorované v roztokoch elektrolytov so zvyšujúcou sa alebo klesajúcou koncentráciou spája teória elektrolytickej disociácie so zmenou stupňa disociácie.
Stupeň elektrolytickej disociácie je v tejto teórii považovaný za jednu z hlavných kvantitatívnych charakteristík roztoku elektrolytu.
Medzi iónmi a molekulami v roztoku je rovnováha. Na proces elektrolytickej disociácie sa aplikuje zákon pôsobenia hmoty a druhou kvantitatívnou charakteristikou elektrolytu je disociačná konštanta.
Jeho vzťah so stupňom disociácie možno zvážiť na príklade binárneho elektrolytu MA, ktorý disociuje podľa rovnice:
MA 
M + + A –
a keďže C MA = C - C α " = C (1-α),
A, 
, potom by mala byť elektrolytická disociačná konštanta K podľa Arrheniovej teórie nahradená nasledujúcim výrazom:
Kd = 
(1.2)
Túto rovnicu odvodil W. Ostwald a vyjadrila podstatu jeho zákona riedenia, keďže prevrátená hodnota molárnej koncentrácie υ = 1/C sa nazýva riedenie.
Podľa Arrheniovej teórie je konštanta Kd pre daný elektrolyt konštantná a na rozdiel od stupňa disociácie by nemala závisieť od koncentrácie a je určená predovšetkým povahou elektrolytu. Preto pomocou rovnice (1.2) je možné vypočítať stupeň disociácie elektrolytu v závislosti od koncentrácie elektrolytu.
Riešením kvadratickej rovnice a berúc do úvahy, že α>0, dostaneme:
α =
(1.3)
A ako vyplýva z rovnice (1.3), ako C → 0 alebo K → ∞, α → 1 t.j. elektrolyt sa úplne disociuje.
Na druhej strane, pri malých disociačných konštantách a pri nie veľmi nízkych koncentráciách elektrolytu, keď K 2<< 4КС
α ≈
(1.4)
Vzťahy (1.2) a (1.4) platia len pre binárne elektrolyty.
4.1.3 Iónová rovnováha v roztokoch elektrolytov
Arrheniusova teória umožnila vysvetliť mnohé chemické vlastnosti roztokov elektrolytov.
Na jej základe vznikla prvá vedecká definícia pojmov „kyselina“ a „zásada“, podľa ktorých je kyselina (HA) zlúčenina obsahujúca vodík, pri ktorej disociácii vznikajú vodíkové ióny a zásada je zlúčenina (MOH), pri ktorej disociácii vznikajú hydroxylové ióny
HA 
N+ + A –
MOH 
M++ OH –
To umožnilo považovať neutralizačnú reakciu za proces interakcie medzi vodíkovými iónmi kyseliny a hydroxidovým iónom zásady za vzniku vody a v zriedených roztokoch silných kyselín a silných zásad, pri ktorých došlo k ich úplnej disociácii. boli stanovené, vyznačujúce sa stálym tepelným účinkom bez ohľadu na povahu kyselín a zásad.
Pre procesy disociácie kyslého NA a zásady MOH možno Oswaldov zákon zapísať v tvare (1.2), kde Kd označuje takzvanú koncentračnú konštantu kyseliny (K A) alebo zásady (K B).
K A = 
(1.5)
K V = 
(1.6)
Ich hodnota je určená rovnovážnymi koncentráciami. Pretože konštanty majú zvyčajne dosť veľké číselné hodnoty, je vhodné ich písať na logaritmickej stupnici:
pK A = - log KA
рК В = - log K В (1,7)
Koncept rovnovážnej konštanty možno priamo aplikovať na rozpúšťadlá, ktorých molekuly sú schopné rozložiť sa na ióny. Napríklad rovnovážna koncentračná konštanta reakcie disociácie vody: H20 
N++ OH -
KD = 
(1.8)
Ale keďže sa veľmi malá časť molekúl vody rozpadne na ióny, môžeme predpokladať, že koncentrácia vody je takmer konštantná, potom dostaneme:
=
(1.9)
Kde, stále 
, ktorý závisí od teploty, sa nazýva iónový produkt vody. Pri teplote 20-250 C
R 
= - log 
≈ 14
V dôsledku toho sa pri tejto teplote koncentrácie vodíkových iónov a hydroxidových iónov v čistej vode, ako aj v akomkoľvek vodnom roztoku elektrolytu, ktorý má neutrálnu reakciu, rovnajú 10-7 mol/l. Koncentrácia vodíkových iónov je tiež zvyčajne vyjadrená na logaritmickej stupnici, ktorá označuje logaritmus koncentrácie vodíkových iónov so znamienkom mínus symbolom pH.
pH = - log 
Prítomnosť, aj keď veľmi malých, koncentrácií iónov vznikajúcich pri disociácii rozpúšťadla vedie k ich interakcii s iónmi látok rozpustených v danom roztoku a vzniku nových iónových rovnováh. Tento jav sa všeobecne nazýva solvolýza a ak je rozpúšťadlom voda, potom hydrolýza.
Pre soľ slabej kyseliny a silnej zásady hydrolytická reakcia prebieha podľa rovnice A - +H 2 O 
HA + OH - a je charakterizovaná konštantou hydrolýzy.
KG = 
(1.10)
Pretože 
= konšt. Pomocou rovníc (1.5.) a (1.9) môžeme písať
KG = 
(pre vás) (1.11)
Rovnica (1.11) ukazuje, že čím je kyselina slabšia, tým väčšia je konštanta hydrolýzy. Podobný pomer možno získať pre hydrolýzu soli silnej kyseliny a slabej zásady. Rovnica hydrolýzy má tvar
M++ H20 
MON + OH +
a hydrolytická konštanta
KG = 
(základné) (1.12)
Kvôli závislosti 
So zvyšujúcou sa teplotou sa konštanty hydrolýzy zreteľne zvyšujú.
Treba tiež poznamenať, že v prvom prípade bude mať roztok zásaditú reakciu (pH > 7) a v druhom prípade bude mať roztok kyslú reakciu (pH< 7).
Z vyššie uvedeného je zrejmé, že ak sa vo vode rozpustí soľ silnej kyseliny a silnej zásady, mala by zostať neutrálna reakcia média.
Roztoky obsahujúce slabé kyseliny a soli tvorené týmito kyselinami a silnými zásadami alebo obsahujúce slabé zásady a soli tvorené týmito zásadami a silnými kyselinami majú pozoruhodnú vlastnosť, že odolávajú zmenám pH, keď sa k nim pridávajú kyseliny alebo zásady. Táto vlastnosť je tzv pufrovacia vlastnosť roztokov a riešenia, ktoré ho vlastnia – tlmivé roztoky.
Predstavte si vodný roztok obsahujúci kyselinu octovú a octan sodný. Do tohto roztoku pridajte silnú zásadu, ako je hydroxid sodný. Prebehne neutralizačná reakcia NaOH so slabou kyselinou.
CH3COOH + Na + + OH – = CH3COO – + Na + +H20
Vďaka tomu zostane kyslosť roztoku prakticky nezmenená alebo sa zmení mnohonásobne menej, ako keby sme pridali NaOH do roztoku octanu sodného.
Ak sa do tlmivého roztoku pridá silná kyselina, napríklad HCl, dôjde k reakcii s octanom sodným
CH 3 COOH – + Na + + H + + Сl – = CH 3 COOH + Na + +Сl –
s tvorbou nedisociovaných molekúl kyseliny octovej, t.j. s absorpciou vodíkových iónov.
Zmena koncentrácie vodíkových iónov v tlmivom roztoku v dôsledku pridania kyslého alebo alkalického činidla sa môže vypočítať nasledovne.
Napíšte rovnovážnu konštantu kyseliny octovej
K k = 
(1.13)
V tejto rovnici sa koncentrácia nedisociovaných molekúl veľmi slabo disociujúcej kyseliny octovej prakticky rovná analytickej koncentrácii kyseliny (Sk) a koncentrácia acetátových iónov sa rovná analytickej koncentrácii úplne disociujúceho octanu sodného (Sc). Potom
=
(1.14)
Podobné články
