Полученное выражение называют законом разведения Оствальда. Он связывает константу ионизации и степень диссоциации. Физический смысл закона: с разбавлением раствора (уменьшением его концентрации) степень диссоциации увеличивается. Чем сильнее разбавляют слабый электролит, тем больше его степень диссоциации ( ).

4.2. Ионизация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели (рН и рОН)

Вода – очень слабый электролит. Запишем уравнение ионизации воды: Н2О + Н2О ↔ Н3О+ + ОН-

Или упрощенно: Н2О ↔ Н+ + ОН-

Известно, что при температуре 22-25оС в 1 л на ионы распадается 10-7 моль молекул Н2О. Следовательно, [H+] = [OH-] = 10-7 моль/л. Концентрацию молекул воды можно считать величиной постоянной, равной: [H2O] = 1000/18 = 55,56моль/л. Следовательно, константа ионизации воды при 2225оС будет равна Ки= 1,82·10-16.

Произведение равновесных концентраций ионов Н+ и

ОН- называется ионным произведением воды:

КW = [H+][OH-]

КW = 10-7∙10-7 = 10-14 . КW = 10-14 при Т = 22-25оС.

Характер среды в водном растворе любого вещества определяется тем ионом Н+ или ОН-, концентрация которого преобладает.

60

[H+] < [OH-], т.е [H+] < 10-7 моль/л - среда щелочная. Важно отметить, что в любом водном растворе –

нейтральном, кислотном, щелочном имеются водородные и гидроксильные ионы. При этом произведение концентрации этих ионов величина постоянная, равная ионному произведению воды.

Зная ионное произведение воды и концентрацию одного из ионов, можно вычислить концентрацию другого:

Водородный показатель

На практике принято оценивать ионное равновесие в водных растворах значением водородного показателя рН.

Водородным показателем рН называют отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода в водном

отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов ОН- в водном растворе. рОН = -lg СОН-.

Ранее было показано, что в любом водном растворе при

22-25оС: СН+∙СОН- = 10-14.

Логарифмируя это выражение, получаем:

-lg (CH+∙COH-) = -lg10-14.

Десятичный логарифм – это показатель степени, в

Выразим рН слабого электролита, если даны Кион., , Ск-ты или Сосн. или отрицательные логарифмы этих величин.

Для слабой кислоты: СН+ = Ск

61

-lgСН+ = -lg - lgСк

рН = р + рСк-ты, где р = -lg, следовательно р = -lg ; рСк = - lgСк

или через константу ионизации:

СН+ = Ск-ты.

Для сильной кислоты:

= 1 и уравнение рН = р + рСк-ты , т.к. р = -lg = - lg1 = 0 преобразуется к виду:

рН = рСк-ты Для слабого основания

СОН- = Сосн.

-lgCOH- = -lg – lgСосн.

рОН = р + рС , где р = -lg ; рСосн. = - lgСосн. или через константу ионизации:

СОН- = Сосн.

62

рК = -lgК

рСосн. = -lgСосн.

Для сильного основания

= 1, значит lg = 0, рОН = рСо .

Для наглядности приведем шкалу значений рН и СН+ при 22оС.

Водородный показатель широко используется для характеристики кислотно-основных свойств различных биологических жидкостей. Значение рН среды оказывает влияние на физико-химические свойства и биологическую активность белков, ферментов, нуклеиновых кислот.

Значение рН некоторых биологических жидкостей организма при 37оС

Как видно из таблицы рН различных жидкостей изменяется в довольно широких пределах в зависимости от их природы.

При патологических процессах наблюдается нарушение кислотно-щелочного равновесия: смещение рН биологической жидкости в кислую область, получило название ацидоз, а в щелочную область – алкалоз.

4.3. Сильные электролиты. Активность ионов

В водных растворах сильные электролиты обычно полностью диссоциированы на ионы. В концентрированных растворах расстояние между ионами сравнительно мало. При этом силы межионного притяжения и отталкивания достаточно

63

велики. В таких растворах ионы не вполне свободны, движение их стеснено притяжением друг к другу. Для оценки межионного взаимодействия ввели формальное представление об эффективной концентрации – активности (а). Активность связана с истинной концентрацией растворенного вещества соотношением:

величина, меньше единицы. Он характеризует степень отклонения свойств данного раствора от свойств идеального раствора.

Для бесконечно разбавленных растворов электролитов, где практически отсутствует взаимодействие ионов, активность становится равной концентрации а = С, и коэффициент активности равен единице f = 1.

Коэффициенты активности различных ионов различны. В разбавленных растворах природа ионов мало влияет на значения их коэффициентов активности. Приближенно можно считать, что коэффициент активности данного иона зависит только от его заряда и от ионной силы раствора (I), под которой понимают полусумму произведений всех концентраций, находящихся в растворе ионов на квадрат их заряда.

Коэффициент активности иона в разбавленном растворе можно вычислить по формуле или воспользоваться таблицей.

lg f 0,5Z2 I 1 I

Пользуясь таблицей 8 (см. приложения) нетрудно установить, что в растворах с одинаковой ионной силой коэффициенты активности ионов с одинаковым по модулю зарядом одинаковы. Например, при I = 0,001:

64

65