ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Ионные равновесия из "Физическая химия" Коэффициенты активности электролитов в значи-тельной степени зависят от концентрации. Это было уже ранее показано (стр. 426), когда рассматривались коэффициенты активности, полученные при измерении электродвижущих сил. С этим вновь мы встретимся, когда будем рассматривать растворимость электролитов и ионное равновесие. Притяжение и отталкивание, обусловленные зарядами ионов, вызывают отклонение от идеального состояния. [c.451] Для трудпорастворимой соли, если в растворе не присутствует другой электролит, можно принять равным единице, так как - + стремится к единице по мере того, как концентрация раствора приближается к нулю. Вычисленное таким путем произведение растворимости находит большое практическое применение при условии, что концентрация электролита очень мала. Коэффициенты активности используются для точных расчетов растворимости в присутствии избытка одного или более осаждающихся ионов или любого добавленного электролита. Произведения растворимостей некоторых соединений приведены в табл. I. [c.452] Найдено, что растворимость труднорастворимой соли увеличивается при добавлении разбавленных электролитов, не имеющих общего иона с труднорастворимой солью. Увеличение растворимости обусловлено тем, что в присутствии добавленного электролита труднорастворимая соль имеет меньший коэффициент активности. Это явление можно объяснить с количественной точки зрения, если использовать выражение для произведения растворимости, в которое входит коэффициент активности. Фактически уравнение (2) дает возможность определить коэффициент активности труднорастворимого электролита в присутствии добавленных электролитов, не обладающих общим с ним ионом. [c.453] Пример 2.Растворимость Ag2 r04 в 0,04 М водном растворе NaNOз составляет при 25° 8,84- 10 моль -д- . Вычислить средний ионный коэффициент активности. [c.453] Пример 3. Вычислить средний ионный коэффициент активности Ag2 г04 в водном растворе, к которому добавлен другой электролит при этом ионная сила становится равной 0,01 при 25°. [c.453] Протон есть ядро атома водорода он всегда стремится присоединиться к молекулам растворителя. Таким образом, протоп существует в растворе не в свободном состоянии, а в соединении с растворителем. В воде протон может образовывать ион гидроксония НзО или другие сложные ионы. Поскольку состояние протона в водном растворе тотао неизвестно, то символ Н будет обычно использоваться для изображения гидратированного иона водорода. [c.455] Сольватация протонов приводит к уравниванию силы всех сильных кислот в определенном растворителе. Поэтому все кислоты, которые в воде полностью диссоциируют, имеют в ней почти одинаковую силу, так как в действительности кислота представляет собой гидратированный ион, водорода. С другой стороны, различные кислоты, которые в воде являются сильными, имеют совершенно различную силу в ледяной уксусной кислоте, не являющейся типичным растворителем и не присоединяющей так сильно протоны. [c.455] По более общей теории кислот, предложенной Г. Н. Льюисом, вещества, подобные SO3, СО2, Sn l4, ведут себя как кислоты, хотя они и не содержат водорода. Согласно этой точке зрения кислотой является молекула, радикал или ион, который может присоединить пару электронов от некоторого другого атома, чтобы заполнить свою стабильную электронную оболочку до октета (стр. 514). Основание — вещество, которое может разделить эту электронную пару с кислотой. Другими словами, кислота — это акцептор электронов, а основание — донор электронов. Такое определение охватывает все кислоты, которые можно интерпретировать с точки зрения протолитической теории. [c.456] Ионное произведение воды было определено несколькими способами полученные численные значения его хЬрошо согласуются. [c.456] Упражнение . Когда концентрации КОН и НС1 0,01 моляльны, тогда э. д. с. элемента 1,05033 в при 25°. Предположив, что при этом разбавлении 7 =7 он- вычислить Кщ, воды. [c.457] В табл. II приведено ионное произведение воды при различных температурах. Ионное произведение ВзО 1,54-10 при 25°. [c.457] Изменение энтальпии при диссоциации воды может быть вычислено из этих данных, как указано на стр. 237. Величина АЯ = 13,8 ккалх Хмолъ хорошо согласуется с непосредственно определенным калориметрическим значением (стр. 86), полученным из теплоты нейтрализации сильной кислоты и сильного основания. [c.457] К меняется с концентрацией соли и называется кажущейся константой диссоциации при данной концентрации соли. Термодинамическая константа диссоциации пе зависит от концентраций соли, но зависит от температуры и природы растворителя. По мере того, как концентрации электролита и кислоты уменьшаются до нуля, К приближается к К . [c.458] В табл. П1 приводятся термодинамические константы ионизации ряда кислот в воде. Значения piT , которые также приведены здесь, определяются по уравнению pif = —Ig a- Символ относится к первой ступени диссоциации, а — ко второй. [c.458] Зависимость кажуш ейся константы ионизации от ионной силы показана на примере уксусной кислоты в табл. IV. Зависимость ионной силы при небольших ее значениях может быть вычислена но теории Дебая — Хюккеля. [c.458] Пример 6. Вычислить кажущуюся константу ионизации уксусной кислоты, ионная сила которой 0,01 при 25°, предположив, что =1. Термодинамическое значение константы ионизации авно 1,75- Ю . [c.459] Обычно для экспериментальных работ применяются кажущиеся константы ионизации, их обозначают просто через К. pH принимается равным — 1д[Н ]. [c.459] Пример 7. Вычислить концентрацию ионов водорода и pH водного раствора уксусной кислоты при 25°, содержащей 0,1 моль-л . [c.459] Так как [Н ] 10 и составляет примерно 1% от Сд, то это оправдывает использование уравнения (И). [c.460] Вернуться к основной статье