1. Классификация неорганических соединений с позиции теории электролитической диссоциации

N = Mn_H = 0,05∙2 = 0,1
[H⁺] = = 0,1 г-ион/л
Таким образом, концентрация ионов водорода в растворе сильной кислоты равна нормальности кислоты, а концентрация ионов гидроксила в растворе сильного основания равна нормальности основания.
Слабые кислоты. Они диссоциируют в водных растворах только частично и расчет [Н⁺] и [ОН^-] следует вести совсем иначе, чем для сильных электролитов. Если НАn слабая одноосновная кислота, то в ее водном растворе устанавливается динамическое равновесие:

H An H⁺ + An^-

Из уравнения следует, что [Н⁺]=[An^-]. Т.о. вместо [An^-] можно подставить [H⁺].

или

Но [НАn] – концентрация недиссоциированных молекул кислоты равна разности между общей концентрацией кислоты С_HAn и ее диссоциированной частью:

Каждая молекула кислоты при диссоциации образует один ион Н+, поэтому

Подставляем вместо значение, получаем:

[HAn] = C_HAn – [H⁺].

Тогда можно записать так:

[H⁺]² = K(C_Han – [H⁺]).

Решение уравнения приобретает смысл только при знаке “+” перед корнем:

.

Если кислота очень слабая, т. е, [Н⁺] ≈ 0, то приближенно можно принять:

[HAn] = C_HAn.

Тогда выражение для [Н+] в растворе упрощается:

Слабые основания. Даже однокислотные слабые основания диссоциированы в растворе частично

K tOH Kt⁺ + OH^- ,

где Kt+ – катион основания.

Основание однокислотное, поэтому [Kt⁺]=[OH^-], и тогда К_дисс запишется так:



[OH^-]² = K_дисс[KtOH]
[KtOH] = C_KtOH - = C_KtOH – [OH^-]

После подстановки [KtOH] из уравнения в уравнение для [ОН^-]² находим

.

Для очень слабых оснований

[OH^-] = (K_диссС_KtOH)^1/2.

Вода — слабый электролит. Водородный показатель рН. Чистая вода, хотя и незначительно, но проводит электрический ток и является, следовательно, слабым электролитом. Процесс ее электролитической диссоциации выражается уравнением

H ₂O + H₂O H₃O⁺ + OH^-

или более просто

H ₂O H⁺ + OH^-

Константа диссоциации воды К_дисс._н,о==1,8 ∙ 10^-16 при 25°С представляет величину крайне малую, следовательно, практически все молекулы находятся в недиссоциированном состоянии, поэтому можно принять концентрацию нераспавшихся молекул равной общей молярной концентрации воды:

диссоциация электролитический водород индикатор


моль/л

Подставляя значения Н₂О и К при 25⁰С, получим:

Откуда

[H⁺] [OH^-]= 10^-14

Произведение концентраций ионов водорода и гидроксила в воде и разбавленных водных растворах при постоянной температуре есть величина постоянная, называемая ионным произведением воды:

В чистой воде [H⁺] = [OH^-], поэтому

Или

[H⁺] = [OH^-] = 10^-7 г-ион/л

При повышении температуры воды и растворов энергия молекул и колебательное движение атомов увеличивается. Связи в молекулах ослабляются, степень и константа диссоциации растут. Соответственно растет ионное произведение воды и концентрация ионов Н+ и ОН-. При 100° С в воде

[H⁺] = [OH^-] = 10^-6 и

В кислых или щелочных растворах равенство нарушается. В кислотной среде:

[H⁺]>[OH^-] и [H⁺]>10^-7>[OH^-] г-ион/л

а в щелочной:

[OH^-]>[H⁺] и [OH^-]>10^-7>[H⁺] г-ион/л

При подсчете [Н⁺] и [ОН^-] из соотношений

[H⁺] = K_W/[OH^-], [OH^-] = K_W/[H⁺]

удобнее пользоваться не абсолютными величинами Kw, [H⁺] и [ОН^-], а их отрицательными десятичными логарифмами, обозначаемыми соответственно рК, рН и рОН: