Электролитическая диссоциация

СОДЕРЖАНИЕ

1. Введение
2. Введение
3. Константа и степень диссоциации
4. Теория Дебая-Хюккеля и активность
5. Буферные растворы
6. Гидролиз солей
7. Заключение
8. Заключение
9. Список литературы

ВВЕДЕНИЕ

Электролитическая диссоциация — распад вещества на ионы при растворении в полярном растворителе (чаще всего в воде). Теорию электролитической диссоциации разработал Сванте Аррениус в 1884–1887 годах; впоследствии она была существенно дополнена концепцией Дебая–Хюккеля (1923) и теорией Бренстеда–Лоури.

Сильные электролиты (сильные кислоты HCl, H₂SO₄, HNO₃, HClO₄; щёлочи NaOH, KOH; большинство солей) диссоциируют полностью. Слабые электролиты (CH₃COOH, NH₃·H₂O, H₂CO₃, HCN) диссоциируют частично, и для них характерна константа диссоциации Ka. Для уксусной кислоты Ka = 1,74·10⁻⁵ при 25 °C; это означает, что в 0,1 М растворе диссоциирует лишь около 1,3% молекул.

Теория Дебая–Хюккеля учитывает межионные взаимодействия в концентрированных растворах через ионную силу I = ½·Σ(cᵢ·zᵢ²) и коэффициенты активности γ. Для разбавленных растворов (I < 0,01 М) log γ± ≈ −0,509·|z₊z₋|·√I. При промышленных концентрациях (I > 0,1 М) необходимы расширенные уравнения (Дейвис, Питцер).

Буферные растворы — смеси слабой кислоты с её солью (или слабого основания с его солью) — поддерживают pH в узком диапазоне. Уравнение Гендерсона–Хассельбаха: pH = pKa + log([A⁻]/[HA]). Буферная ёмкость максимальна при pH = pKa и убывает при отклонении pH > 1 единицы. Фосфатный буфер (pKa₂ = 7,21) поддерживает физиологическое pH крови (7,35–7,45) совместно с CO₂/HCO₃⁻-системой (pKa = 6,1 для растворённого CO₂).

Произведение ионного произведения воды Kw = [H⁺][OH⁻] = 1,0·10⁻¹⁴ при 25 °C изменяется с температурой: при 37 °C Kw = 2,4·10⁻¹⁴, что объясняет физиологический pH 7,40 как слабокислотную реакцию.