Итак, поведение растворов слабых электролитов описывается законом Оствальда, а разбавленных растворов сильных электролитов - моделью ионной атмосферы Дебая — Хюккеля. Однако общая теория растворов электролитов, охватывающая все виды растворов электролитов и весь диапазон концентраций, до сих пор не создана.

7.3.4. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Вода является слабым электролитом. Процесс диссоциации воды может быть записан с помощью уравнения:

Н₂О + Н₂О ↔ Н₃О⁺ + ОН ^–

Этот процесс называется самоионизацией или автопротолизом.

Реакцию диссоциации воды часто записывают в более простом виде:

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН ^–

[Н⁺][ОН^–]

К_Д=

[Н₂О] (4)

Учитывая, что при комнатной температуре на ионы распадается лишь одна из примерно 10⁸ молекул воды, активности ионов в уравнении могут быть заменены их концентрациями, а концентрацию нераспавшихся молекул воды можно считать равной общей концентрации молекул воды. Концентрацию молекул можно рассчитать, разделив массу 1 л воды на массу ее моля:

1000/18 = 55,5 моль/л

Считая эту величину постоянной, можно уравнение (4) записать в виде:

[Н⁺][ОН^–] = К_Д55,5 = К_В (5)

где К_В — ионное произведение воды.

Так как, в соответствии с уравнением диссоциации, концентрации ионов Н⁺и ОН^– в воде одинаковы, их можно определить, зная ионное произведение воды. При 295 К ионное произведение воды равно 10 ^–
14. Отсюда

[Н⁺] = [ОН^–] = = 10^{– 7}моль/л (6)

B соответствии с теорией электролитической диссоциации, ионы Н⁺ являются носителями кислотных свойств, а ионы ОН^– — носителями основных свойств. Поэтому раствор будет нейтральным, когда а_н+ = а_он- = ; кислым, когда а_н+ > а_он- , и щелочным, когда а_н+ < а_он- .

Предыдущая Следующая