CH3COОNa ↔ CH3COО¯ + Na+ α = 1
концентрация ацетат-иона увеличивается, и равновесие диссоциации CH3COOH сдвигается влево, т. е. диссоциация кислоты уменьшается.
6.4. Диссоциация сильных электролитов
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 • z2.
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:
6.5 Ионное произведение воды. Водородный показатель
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
Н2O ↔ Н+ + OH¯.
На основании закона действия масс, для этого равновесия:
Концентрацию молекул воды [Н2O], т. е. число молей в 1 л воды, можно считать постоянной и равной [Н2O] = 1000 г/л : 18 г/моль = 55,6 моль/л. Отсюда:
К • [Н2O] = К(Н2O) = [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.
6.6. Буферные растворы
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 – скисл, и ее соли с сильным основанием ВА, концентрация – ссоли. Например, ацетатный буфер – раствор уксусной кислоты и ацетата натрия: CH3COOH + CHgCOONa.
рН = рКкисл + lg(ссоли/скисл).
II. Раствор слабого основания ВOH, концентрация – сосн,