Курс общей физики. Механика и молекулярная физика - Ландау Л.Д.
Скачать (прямая ссылка):
[Ag+] [Cl"] = K,
где квадратными скобками обозначены молярные концентрации (число молей в литре воды). Постоянная К (являющаяся, конечно, функцией температуры) называется произведением растворимости для данного электролита. Так, для AgCl при комнатной температуре K= 1 -IO"10 (моль/л)*; для CaCOs K= \ -IO-8 (моль/л)2.
Таким образом, произведение концентрации анионов и катионов в насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита есть постоянная величина. Если в воде кроме AgCl не растворено никаких других солей, содержащих ионы Ag и Cl, то концентрации [Ag+] и [С1~] совпадают с растворимостью C0 хлористого серебра. Отсюда следует, что
K = Cl
Пусть теперь к насыщенному раствору AgCl добавляется некоторое количество какой-либо другой (хорошо раство- § 90]
СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ
285
римой) соли соляной кислоты, например NaCl. Тогда часть AgCl выделится из раствора в виде твердого осадка. Действительно, прибавление NaCl увеличивает концентрацию ионов Cl-, а концентрация Ag+ остается прежней; поэтому часть AgCl должна выделиться, чтобы произведение [Ag+] [Cl") осталось неизменным.
§ 90. Слабые электролиты
Наряду с сильными электролитами существуют также й вещества, которые при растворении хотя и диссоциируют, но лишь частично; в растворе этих веществ, помимо ионов, имеются также и нейтральные молекулы. Такие вещества называются слабыми электролитами.
Слабыми электролитами в воде являются большинство кислот и оснований, а также и некоторые соли (например, HgCl2).
К слабым растворам слабых электролитов можно применить закон действующих масс. Рассмотрим, например, раствор уксусной кислоты (CHs-COOH), диссоциирующей в воде согласно уравнению
HAc = H+-UAc-
(символ Ac обозначает кислотный остаток CH3-COO). Диссоциация происходит до установления равновесия, при котором концентрации ионов определяются уравнением
IAc-HH+] „ [НАс]
Постоянная К называется константой диссоциации. Для уксусной кислоты, например, при комнатной температуре 7(=2-10-6 моль/л.
Реакция диссоциации является эндотермической, т. е. связана с поглощением тепла. Как и у всех эндотермических реакций, при повышении температуры ее «выход» возрастает, т. е. возрастает константа диссоциации.
Константа диссоциации не зависит от количества растворенного электролита (пока раствор остается слабым) и является его основной характеристикой. Степень же диссоциации (т. е. отношение числа распавшихся молекул к полному числу молекул электролита) зависит от концентрации раствора. 286
ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ
[ГЛ. XI
Пусть всего растворено с молей электролита в литре воды. Обозначим степень диссоциации через а. Тогда число диссоциированных молей есть са. Если молекула электролита распадается на один анион и один катион (как в рассмотренном примере уксусной кислоты), то концентрация тех и других равна са. Концентрация же недиссоциированных молекул есть с (1 —а). Закон действующих масс дает, следовательно,
Отсюда находим степень диссоциации, выраженную через концентрацию раствора:
—К+УК2+4Кс= 2 К
2с К+ VK2+4К~с '
Из этой формулы видно, что при уменьшении концентрации с степень диссоциации увеличивается, стремясь к единице при бесконечном разведении (т. е. при с->0). Таким образом, чем более разбавлен раствор, тем сильнее электролит диссоциирован. Это — естественный результат того, что диссоциация молекулы происходит под влиянием везде имеющихся молекул воды, а для обратной рекомбинации должны оказаться рядом два различных иона, что происходит тем реже, чем более разбавлен раствор.
Очень слабым электролитом является также и сама вода. Некоторая (очень незначительная) часть ее молекул диссоциирована согласно уравнению
H2O = H+-I-OH-.
Поскольку H2O является в то же время и растворителем по отношению к ионам H+ и ОН", то, как мы знаем, в формуле закона действующих масс надо писать только концентрации STHX ионов:
[Н+][ОН-] = /(. Для чистой воды при 25° С
/С= Ю-14 (моль/л)2.
Поскольку в чистой воде концентрации ионов Н+и ОН", очевидно, одинаковы, то мы находим, что каждая из них СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ
287
равна Ю-7. Таким образом, в литре воды содержится лишь Ю-7 моля ионов H+ (и столько же ОН-); 1 моль воды (18 г) диссоциирован только в 10 миллионах литров.
Десятичный логарифм концентрации ионов H+, взятый с обратным знаком, обозначают pH и называют водородным показателем:
PH=-Ig10 [Н+].
Для чистой воды при 25° С рН=7,0 (при 0° С рН=7,5; при 60° С рН=6,5).
При растворении кислот от них отщепляются ионы H+. Но произведение концентраций [H+ ] [ОН- ] должно остаться неизменныдг, равным Ю-14. Поэтому часть ионов OH-должна соединиться с ионами H+ в нейтральные молекулы воды. В результате концентрация [Н+] окажется больше, чем их концентрация (Ю-7) в чистой воде. Другими словами, водородный показатель pH кислотного раствора меньше, чем 7. Аналогичным образом в растворах щелочей (отщепляющих ионы ОН-) pH больше, чем 7. Водородный показатель раствора является, таким образом, количественной мерой степени его кислотности или щелочности.
