Historien om upptäckten av ett så intressant fenomen inom kemin som elektrolytisk dissociation började 1887, när den svenska kemisten Svante Arennius, medan han studerade vattenlösningarnas elektriska ledningsförmåga, föreslog att i sådana lösningar kunde ämnen sönderfalla till laddade partiklar - joner. Dessa joner är i rörelse och rör sig till elektroderna, både den positivt laddade katoden och den negativt laddade anoden. Denna nedbrytningsprocess kallas elektrolytisk dissociation, det är orsaken till uppkomsten av elektrisk ström i lösningar.
Elektrolytisk dissociationsteori
Den klassiska teorin om elektrolytisk dissociation, utvecklad av upptäckaren S. Ahrennius tillsammans med W. Oswald, antog först och främst att sönderdelningen av molekyler till joner (själva dissociationen) sker under inverkan av en elektrisk ström. Senare visade det sig att detta inte var helt sant, eftersom förekomsten av joner i vattenlösningar avslöjades, oavsett om ström passerade genom dem eller inte. Sedan bildade Svante Ahrennius en ny teori, dess väsen är att elektrolyter spontant sönderfaller till joner under inverkan av ett lösningsmedel. Och närvaron av joner skapar idealiska förhållanden för elektrisk ledningsförmåga i lösningen.
Ungefär så ser elektrolytisk dissociation ut schematiskt.
Den stora betydelsen av elektrolytisk dissociation i lösningar ligger i det faktum att den tillåter oss att beskriva egenskaperna hos syror, baser och salter, och vi kommer vidare att uppehålla oss vid detta i detalj
Elektrolytisk dissociation av syror
N 3 PO 4 ⇄ N + N 2 PO- 4 (första steget)
N 2 PO 4 ⇄ N + NPO 2 - 4 (andra steget)
N 2 PO 4 ⇄ N+ PO Z - 4 (tredje steget)
Så här ser de kemiska ekvationerna för elektrolytisk dissociation av syror ut. Exemplet visar den elektrolytiska dissociationen av fosforsyra H 3 PO 4, som sönderdelas till väte H (katjon) och anodjoner. Dessutom sker dissociationen av många basiska syror, som regel, endast i det första steget.
Elektrolytisk dissociation av baser
Baser skiljer sig från syror genom att när de dissocierar bildas hydroxidjoner som katjoner.
Exempel på en baskemisk dissociationsekvation
KOH ⇄ K + OH-; NH 4 OH ⇄ NH+ 4 + OH-
Baser som löser sig i vatten kallas alkalier, det finns inte så många av dem, främst alkali- och jordalkalibaser, såsom LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH och Ca(OH) 2, Sr(OH) 2 , Ba(OH)2, Ra(OH)2
Elektrolytisk dissociation av salter
Under den elektrolytiska dissociationen av salter bildas metaller som katjoner, liksom ammoniumkatjonen NH 4, och sura rester blir anjoner.
(NH4)2SO4 ⇄ 2NH+4 + SO2-4; Na 3 PO 4 ⇄ 3Na + PO 3- 4
Ett exempel på en ekvation för elektrolytisk dissociation av salter.
Elektrolytisk dissociation, video
Och slutligen en pedagogisk video om ämnet för vår artikel.
År 1887 formulerade den svenske kemisten Arrhenius teorin om elektrolytisk dissociation. Teorin förklarar varför vattenlösningar av salter, syror och alkalier leder elektrisk ström.
Elektrolytisk dissociation
Arrhenius, medan han studerade lösningar, märkte att några av dem ledde elektrisk ström. För att förstå exakt hur detta händer bör vi komma ihåg definitionen av elektrisk ström. Detta är den ordnade rörelsen av laddade partiklar. Därför måste dessa partiklar finnas i lösningen.
Laddade partiklar som bär elektrisk ström är joner. De är uppdelade i positivt laddade katjoner och negativt laddade anjoner.
Ris. 1. Katjoner och anjoner i vatten.
Joner bildas som ett resultat av sönderdelning (splittring) av molekyler av ämnen. Detta kan ske i lösning under inverkan av vattenmolekyler eller vid höga temperaturer i smältan. Nedbrytningen av molekyler till joner kallas elektrolytisk dissociation.
Elektrolyter och icke-elektrolyter
Alla ämnen sönderfaller inte till joner när de utsätts för vatten. Därför lyfter de fram två grupper av ämnen:
- elektrolyter - molekyler bryts ner till joner;
- icke-elektrolyter - molekyler bryts inte ner till joner.
Till elektrolyter komplexa oorganiska ämnen inkluderar:
- syror;
- grunder;
- smältor och lösningar av salter;
- fasta salter;
- några fasta oxider;
- hydroxider.
Icke-elektrolyter - majoritet organiskt material. Dessa inkluderar:
- aldehyder;
- ketoner;
- kolväten;
- kolhydrater.
Kärnan i elektrolytisk dissociation är sönderdelningen av kovalenta polära eller joniska bindningar. Vattenmolekyler drar på polära molekyler, ökar polariteten och bryter upp dem till joner. I smältor vid höga temperaturer börjar joner i kristallgittret att oscillera, vilket leder till att kristallen förstörs. Kovalenta opolära bindningar som finns i enkla ämnen är tillräckligt starka och bryts inte av vattenmolekyler eller vid upphettning.
Ris. 2. Vattenmolekyler bildar natrium- och klorjoner.
Typer av elektrolyter
Elektrolytisk dissociation kännetecknas av graden av dissociation. Detta är en kvantitet som återspeglar förhållandet mellan antalet sönderfallna molekyler och det totala antalet molekyler i ett ämne. Dissociationsgraden visar andelen molekyler av ett ämne som har brutit upp till joner. Uttryckt med formeln
där n är antalet sönderfallna molekyler, N är det totala antalet molekyler.
Beroende på graden av dissociation särskiljs två grupper av elektrolyter:
- stark- sönderdelas nästan helt i omättade lösningar (starka syror, salter, alkalier);
- svag- delvis sönderfalla eller inte sönderfalla (svaga syror, svagt lösliga salter, olösliga baser, ammoniumhydroxid).
Ris. 3. Starka och svaga elektrolyter.
En omättad lösning innehåller en liten koncentration av löst ämne. Detta innebär att ytterligare något ämne kan tillsättas lösningen.
Teorinens bestämmelser
Efter att ha studerat elektrolyter formulerade Arrhenius huvudprinciperna för teorin om elektrolytisk dissociation:
- ämnen, när de interagerar med vatten, sönderfaller till joner - katjoner och anjoner;
- elektrisk ström gör att katjoner rör sig mot katoden och anjoner mot anoden;
- dissociation är en reversibel process för svaga elektrolyter.
Genomsnittligt betyg: 4 . Totalt antal mottagna betyg: 192.
Arrhenius teori om elektrolytisk dissociation. Ostwalds utspädningslag. Dissociationsgrad, dissociationskonstant. Nackdelar med Arrhenius-teorin.
Arrhenius teori om elektrolytisk dissociation
För elektrolyter är de kolligativa egenskaperna hos lösningar (sänka fryspunkten, öka kokpunkten, minska ångtrycket hos lösningsmedlet över lösningen och osmotiskt tryck) mycket större än motsvarande värden för icke-elektrolyter. I ekvationen för osmotiskt trycksidVan't Hoff introducerade den empiriska koefficienten i > 1, vars fysiska betydelse blev tydlig med tillkomsten av teorin om elektrolytisk dissociation:
sid= i cRT .
Teorin om elektrolytisk dissociation föreslogs av Arrhenius (1884-1887), som utvecklade individuella uttalanden från ett antal vetenskapsmän.
Grundläggande bestämmelser i Arrhenius-teorin:
1. Salter, syror, baser, när de löses i vatten och några andra polära lösningsmedel, sönderdelas delvis eller helt (ta avstånd) till joner. Dessa joner finns i lösning oavsett om en elektrisk ström passerar genom lösningen eller inte. Som ett resultat är antalet oberoende rörliga partiklar av det lösta ämnet större än i frånvaro av dissociation, och värdena på de kolligativa egenskaperna hos lösningar ökar i direkt proportion till antalet partiklar. Joner är laddade partiklar som består av antingen enskilda atomer eller grupper av atomer. Det antas att jonerna i lösning beter sig som molekyler av en idealgas, det vill säga de interagerar inte med varandra.
2. Tillsammans med dissociationsprocessen i lösning sker den omvända processen- förening av joner till molekyler. Således är dissociationen av molekyler till joner ofullständig, därför, som ett mått på elektrolytisk dissociation, introducerade Arrhenius graden av dissociationa, definierad som fraktionen av molekyler som bryts upp till joner:
a== .
För varje reversibel elektrolytisk dissociationsreaktion
TILL n+ A n - Û n+ K z + +n – A z –
beloppn + + n– lika med det totala antaletnjoner som bildas under dissociationen av en molekyl; samband med van't Hoff-koefficient i ges av ekvationen
i =1+( n + + n – - 1) × a=1+(n- 1) × a .
Efter att ha bestämt koefficienteni, kan du använda denna ekvation för att beräkna graden av dissociationa, om mängden är kändn.
Koefficient i visar hur många gånger den totala molära koncentrationen av partiklar i lösning ökar på grund av dissociationen av elektrolyten. När utspädningen ökar närmar sig van't Hoff-koefficienten ett enkelt heltal (2, 3, 4- beroende på antalet joner som bildas från en molekyl av ett ämne).
3. Dissociationen av lösta ämnen till joner följer samma lagar för kemisk jämvikt som andra reaktioner i synnerhet lagen om massaktioner
K d,s = 
,
där K d, s- dissociationskonstant , uttryckt i termer av koncentration, eller den s.k klassisk dissociationskonstant .
Dissociationen av starka elektrolyter är 100 % eller nästan 100 %, så att jonkoncentrationerna kan anses vara lika med molariteten hos det lösta ämnet multiplicerat medn + (n – ):
s +=Med × n + ,med -=Med × n – .
När en svag elektrolyt dissocierar upprättas en jämvikt mellan odissocierade molekyler och joner. Låt oss överväga enklaste exemplet när en molekyl bryts ner till endast två joner:
CH3COOHÛ CH3COO – +H+
Med- a Med a Med aс(jämviktskoncentrationer)
K d,s = 
=
K d,s = =
Den sista jämlikheten är den enklaste formen Ostwalds avelslag (1888), sedan kvantitetenV = 1/Med, l/mol, kallas utspädning.
Ju större K d, s, desto högre grad av dissociation. Således kan värdet på Kd,c tjäna som ett mått på syrans styrka, det vill säga ett mått på surheten. För elektrolyter med medelstyrka (H 3 PO 4- första steget, Ca(OH) 2, CHCl 2 COOH) Kd, s värden varierar från 10 –2 till 10 –4; för svaga elektrolyter (CH 3 COOH, N H 4 OH) K d, s = 10 –5- 10-9; atK d,s < 10–10 elektrolyt anses vara mycket svag (H 2 O, C 6 H 5 OH, C 6 H 5 N H 2, HCN).
Genom att känna till dissociationskonstanten kan dissociationsgraden beräknas beroende på elektrolytkoncentrationen. Beslutar andragradsekvation och givet deta> 0, vi får
.
Som följer av given ekvation, med förbehåll för K d, s>> 4Med , a® 1, dvs elektrolyten dissocieras fullständigt. Å andra sidan, vid små K d, s (vanligtvis< 10 –5) och vid inte särskilt låga koncentrationer, när Kd, s<< 4Med, storlekakan försummas jämfört med 1 i nämnaren i Ostwalds utspädningslag, och formlerna har formen
K d,s =a 2 s; a= .
Ovanstående samband är endast tillämpliga för lösningar av symmetriska binära elektrolyter (det vill säga om en elektrolytmolekyl producerar en katjon och en anjon). Om elektrolyten sönderfaller till mer än två joner, då beror beroendet av K d, c påablir mer komplicerat:
Ca Cl2Û Ca 2+ +2Cl –
med (1-a) a s2 aMed
K d,s = ==
|
|
|
|
Ris. 22. Beroende av graden av dissociation av en svag elektrolytapå sin koncentrationMed |
Ris. 23. Beroende av dissociationskonstanten och graden av dissociation av en svag elektrolyt på temperaturen |
Grad av dissociationa, och följaktligen och Kd, s beror också på temperaturen, passerar beroendet genom ett maximum (se fig. 23). Detta kan förklaras med inverkan av två motsatt riktade influenser. Å ena sidan inträffar all dissociation med absorption av värme, och därför, med ökande temperatur, bör jämvikten skifta mot större dissociation. Å andra sidan, när temperaturen ökar, minskar dielektriska konstanten för vatten, som fungerar som lösningsmedel, och detta främjar återföreningen av joner. Kd, c är maximum vid det T där inflytandet av den andra faktorn börjar dominera. Typiskt är förändringen i Kd, s med ökande T liten.
Beroendet av Kd,c på temperaturen beskrivs av van’t Hoffs isobarekvation:Go =RT ln K d, s.
Teorin om elektrolytisk dissociation föreslog av den svenske vetenskapsmannen S. Arrhenius 1887.
Elektrolytisk dissociation- detta är nedbrytningen av elektrolytmolekyler med bildning av positivt laddade (katjoner) och negativt laddade (anjoner) joner i lösningen.
Till exempel dissocierar ättiksyra så här i en vattenlösning:
CH3COOH⇄H + +CH3COO-.
Dissociation är en reversibel process. Men olika elektrolyter dissocierar olika. Graden beror på elektrolytens natur, dess koncentration, lösningsmedlets natur, yttre förhållanden (temperatur, tryck).
Dissociationsgrad α - förhållandet mellan antalet molekyler som sönderdelas till joner och det totala antalet molekyler:
a=v'(x)/v(x).
Graden kan variera från 0 till 1 (från ingen dissociation till dess fullständiga slutförande). Anges i procent. Bestäms experimentellt. När elektrolyten dissocierar ökar antalet partiklar i lösningen. Graden av dissociation indikerar elektrolytens styrka.
Skilja på stark Och svaga elektrolyter.
Starka elektrolyter- Dessa är de elektrolyter vars dissociationsgrad överstiger 30 %.
Mediumstyrka elektrolyter- Dessa är de vars grad av dissociation varierar från 3 % till 30 %.
Svaga elektrolyter- graden av dissociation i en vattenhaltig 0,1 M lösning är mindre än 3 %.
Exempel på svaga och starka elektrolyter.
Starka elektrolyter i utspädda lösningar sönderfaller fullständigt till joner, d.v.s. α = 1. Men experiment visar att dissociation inte kan vara lika med 1, den har ett ungefärligt värde, men är inte lika med 1. Detta är inte en sann dissociation, utan en skenbar sådan.
Till exempel, låt någon anslutning α = 0,7. De där. enligt Arrhenius teori "flyter" 30% av de odissocierade molekylerna i lösningen. Och 70% bildade fria joner. Och den elektrostatiska teorin ger en annan definition till detta koncept: om α = 0,7, då är alla molekyler dissocierade till joner, men jonerna är bara 70% fria, och de återstående 30% är bundna av elektrostatiska interaktioner.
Synbar grad av dissociation.
Graden av dissociation beror inte bara på beskaffenheten av lösningsmedlet och det lösta ämnet, utan också på lösningens koncentration och temperatur.
Dissociationsekvationen kan representeras enligt följande:
AK ⇄ A- + K + .
Och graden av dissociation kan uttryckas på följande sätt:
När lösningskoncentrationen ökar, minskar graden av elektrolytdissociation. De där. gradvärdet för en viss elektrolyt är inte ett konstant värde.
Eftersom dissociation är en reversibel process kan reaktionshastighetsekvationerna skrivas på följande sätt:
Om dissociation är jämvikt, så är hastigheterna lika och som ett resultat får vi jämviktskonstant(dissociationskonstant):
K beror på lösningsmedlets natur och temperaturen, men beror inte på koncentrationen av lösningarna. Det framgår av ekvationen att ju fler odissocierade molekyler det finns, desto lägre är värdet pån.
Flerbasiska syror dissociera stegvis, och varje steg har sitt eget dissociationskonstantvärde.
Om en flerbasisk syra dissocierar, så avlägsnas den första protonen lättast, men när anjonens laddning ökar ökar attraktionen, och därför är protonen mycket svårare att ta bort. Till exempel,
Dissociationskonstanterna för ortofosforsyra vid varje steg bör variera kraftigt:
I - scenen:
II - steg:
III - steg:
I det första steget är ortofosforsyra en medelstark syra, och i det andra steget är det svagt, och i det tredje steget är det mycket svagt.
Exempel på jämviktskonstanter för vissa elektrolytlösningar.
Låt oss titta på ett exempel:
Om metallisk koppar tillsätts till en lösning som innehåller silverjoner, bör koncentrationen av kopparjoner vid jämviktsögonblicket vara större än koncentrationen av silver.
Men konstanten har ett lågt värde:
AgCl⇄Ag + +Cl-.
Vilket tyder på att mycket lite silverklorid hade lösts upp när jämvikten nåddes.
Koncentrationerna av metallisk koppar och silver ingår i jämviktskonstanten.
Jonisk produkt av vatten.
Tabellen nedan innehåller följande data:
Denna konstant kallas jonisk produkt av vatten, vilket bara beror på temperaturen. Enligt dissociation finns det en hydroxidjon per 1 H+-jon. I rent vatten är koncentrationen av dessa joner densamma: [ H + ] = [ÅH - ].
Härifrån, [ H + ] = [ÅH-] = = 10-7 mol/l.
Om du tillsätter ett främmande ämne, till exempel saltsyra, till vatten kommer koncentrationen av vätejoner att öka, men den joniska produkten av vatten beror inte på koncentrationen.
Och om du lägger till alkali kommer koncentrationen av joner att öka, och mängden väte kommer att minska.
Koncentration och är relaterade: ju större ett värde, desto mindre är det andra.
Lösningens surhet (pH).
Surheten i lösningar uttrycks vanligtvis av koncentrationen av joner H+. I sura miljöer pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH= 10-7 mol/l, i alkaliskt - pH> 10 -7 mol/l.
Surheten i en lösning uttrycks genom den negativa logaritmen av koncentrationen av vätejoner, kallar det pH.
pH = -lg[ H + ].
Förhållandet mellan konstanten och graden av dissociation.
Betrakta ett exempel på dissociationen av ättiksyra:
Låt oss hitta konstanten:
Molar koncentration C=1/V, ersätt det i ekvationen och få:
Dessa ekvationer är W. Ostwalds avelslag, enligt vilken dissociationskonstanten för elektrolyten inte beror på utspädningen av lösningen.
Arrhenius teori inkluderade följande huvudbestämmelser:
Vid upplösning sönderdelas (dissocieras) molekyler av oorganiska och organiska syror, hydroxider och salter till joner:
HCl H + + Cl –
NaOH 
Na + + OH –
K2SO4 
2K + + SO 4 2–
Joner är laddade partiklar som är uppbyggda av individuella atomer, eller en grupp av atomer, eller en grupp av atomer. Man antog att joner i lösning beter sig som molekyler av en idealgas, d.v.s. Jag interagerar inte med varandra.
De fysiska orsakerna som leder till dissociation beaktades inte i Arrhenius teori. Frågan om varför laddade partiklar, som borde vara föremål för elektrostatikens lagar, inte interagerar med varandra i lösning diskuterades inte heller.
Dissociationen av molekyler till joner är ofullständig, d.v.s. inte alla elektrolytmolekyler, utan endast en viss bråkdel av dem α, som kallas graden av dissociation, sönderfaller till joner. Graden av dissociation som är associerad med van't Hoff-koefficienten genom förhållandet:
α =
(1.1)
där n är antalet joner i vilka en elektrolytmolekyl bryts upp.
Alla kvalitativa förändringar som observeras i elektrolytlösningar med ökande eller minskande koncentration är associerade av teorin om elektrolytisk dissociation med en förändring i graden av dissociation.
Graden av elektrolytisk dissociation betraktas av denna teori som en av de viktigaste kvantitativa egenskaperna hos en elektrolytlösning.
Det finns en jämvikt mellan joner och molekyler i en lösning. Massverkan tillämpas på processen för elektrolytisk dissociation och den andra kvantitativa egenskapen hos en elektrolyt är dissociationskonstanten.
Dess förhållande till graden av dissociation kan övervägas med exemplet med en binär elektrolyt MA, dissocierande enligt ekvationen:
MA 
M + + A –
och eftersom C MA = C - C α " = C (1-α),
A, 
, då bör den elektrolytiska dissociationskonstanten K enligt Arrhenius-teorin ersättas med följande uttryck:
Kd = 
(1.2)
Denna ekvation härleddes av W. Ostwald och uttryckte essensen av hans utspädningslag, eftersom den reciproka av den molära koncentrationen υ = 1/C kallas utspädning.
Enligt Arrhenius-teorin är Kd-konstanten för en given elektrolyt konstant och bör, till skillnad från graden av dissociation, inte bero på koncentrationen och bestäms i första hand av elektrolytens natur. Med hjälp av ekvation (1.2) är det därför möjligt att beräkna graden av elektrolytdissociation beroende på elektrolytkoncentrationen.
Genom att lösa andragradsekvationen och ta hänsyn till att α>0 får vi:
α =
(1.3)
Och som följer av ekvation (1.3), som C → 0 eller K → ∞, α → 1, dvs. elektrolyten blir helt dissocierad.
Å andra sidan, vid små dissociationskonstanter och vid inte särskilt låga elektrolytkoncentrationer, när K 2<< 4КС
α ≈
(1.4)
Relationerna (1.2) och (1.4) gäller endast för binära elektrolyter.
4.1.3 Jonisk jämvikt i elektrolytlösningar
Arrhenius teori gjorde det möjligt att förklara många kemiska egenskaper hos elektrolytlösningar.
På grundval av detta gavs den första vetenskapliga definitionen av begreppen "syra" och "bas", enligt vilka en syra (HA) är en väteinnehållande förening, vid dissociation av vilken vätejoner bildas och en bas är en förening (MOH), vid dissociation av vilken hydroxyljoner bildas
HA 
N+ + A –
MOH 
M++ ÅH –
Detta gjorde det möjligt att betrakta neutraliseringsreaktionen som en process av interaktion mellan vätejoner av en syra och hydroxidjonen av en bas med bildning av vatten, och i utspädda lösningar av starka syror och starka baser, för vilka deras fullständiga dissociation har etablerats, för att kännetecknas av en konstant termisk effekt, oberoende av syrornas och basernas natur.
För processerna för dissociation av syra NA och bas MOH kan Oswalds lag skrivas i formen (1.2), där K d betecknar den så kallade koncentrationskonstanten för syran (KA) eller basen (K B)
K A = 
(1.5)
K V = 
(1.6)
Deras värde bestäms av jämviktskoncentrationer. Eftersom konstanter vanligtvis har ganska stora numeriska värden, är det bekvämt att skriva dem på en logaritmisk skala:
pK A = - log K A
рК В = - log K В (1,7)
Konceptet med jämviktskonstant kan appliceras direkt på lösningsmedel vars molekyler kan bryta ner till joner. Till exempel, koncentrationens jämviktskonstant för vattendissociationsreaktionen: H 2 O 
N++ ÅH -
K D = 
(1.8)
Men eftersom en mycket liten del av vattenmolekylerna bryts upp till joner kan vi anta att koncentrationen av vatten är nästan konstant, då får vi:
=
(1.9)
Var, konstant 
, som beror på temperaturen, kallas den joniska produkten av vatten. Vid 20 - 25 0 C
R 
= - logga 
≈ 14
Följaktligen, vid denna temperatur, är koncentrationerna av vätejoner och hydroxidjoner i rent vatten, såväl som i varje vattenhaltig elektrolytlösning som har en neutral reaktion, lika med 10 -7 mol/l. Koncentrationen av vätejoner uttrycks också vanligtvis på en logaritmisk skala, som anger logaritmen för koncentrationen av vätejoner, taget med ett minustecken, med pH-symbolen.
pH = - log 
Närvaron, om än mycket små, koncentrationer av joner som bildas under dissociationen av lösningsmedlet leder till deras interaktion med jonerna av ämnen som är lösta i en given lösning och uppkomsten av nya joniska jämvikter. Detta fenomen kallas allmänt solvolys och om lösningsmedlet är vatten, då hydrolys.
För ett salt av en svag syra och en stark bas fortskrider hydrolysreaktionen enligt ekvationen A - +H 2 O 
HA + OH - och kännetecknas av hydrolyskonstanten.
K G = 
(1.10)
Eftersom den 
= konst. Med hjälp av ekvationerna (1.5.) och (1.9) kan vi skriva
K G = 
(till-dig) (1.11)
Ekvation (1.11) visar att ju svagare syran är, desto större är hydrolyskonstanten. Ett liknande förhållande kan erhållas för hydrolys av ett salt av en stark syra och en svag bas. Hydrolysekvationen har formen
M++ H2O 
MON + OH +
och hydrolyskonstanten
K G = 
(grundläggande) (1.12)
På grund av missbruk 
När temperaturen ökar ökar hydrolyskonstanterna märkbart.
Det bör också noteras att i det första fallet kommer lösningen att ha en alkalisk reaktion (pH > 7), och i det andra fallet kommer lösningen att ha en sur reaktion (pH< 7).
Av ovanstående är det klart att om ett salt av en stark syra och en stark bas löses i vatten, bör mediets neutrala reaktion förbli.
Lösningar som innehåller svaga syror och salter bildade av dessa syror och starka baser, eller som innehåller svaga baser och salter bildade av dessa baser och starka syror, har den anmärkningsvärda egenskapen att motstå förändringar i pH när syror eller baser tillsätts dem. Denna egenskap kallas buffrande egenskaper hos lösningar, och lösningar som har det – buffertlösningar.
Överväg en vattenlösning som innehåller ättiksyra och natriumacetat. Tillsätt en stark bas, såsom natriumhydroxid, till denna lösning. En neutraliseringsreaktion av NaOH med en svag syra kommer att inträffa.
CH3COOH + Na + + OH – = CH3COO – + Na + +H2O
På grund av detta kommer surheten i lösningen att förbli praktiskt taget oförändrad eller förändras många gånger mindre än om vi tillsatte NaOH till en lösning av natriumacetat.
Om en stark syra, till exempel HCl, tillsätts buffertlösningen sker en reaktion med natriumacetat
CH 3 COOH – + Na + + H + + Сl – = CH 3 COOH + Na + + Сl –
med bildning av odissocierade ättiksyramolekyler, dvs. med absorption av vätejoner.
Förändringen i koncentrationen av vätejoner i buffertlösningen som ett resultat av tillsatsen av ett surt eller alkaliskt reagens kan beräknas enligt följande.
Skriv ner jämviktskonstanten för ättiksyra
K k = 
(1.13)
I denna ekvation är koncentrationen av odissocierade molekyler av mycket svagt dissocierande ättiksyra praktiskt taget lika med den analytiska koncentrationen av syran (Sk), och koncentrationen av acetatjoner är lika med den analytiska koncentrationen av fullständigt dissocierande natriumacetat (Sc). Sedan
=
(1.14)
Liknande artiklar
