Electroliții slabi - acest electron Debye- care disociază în ioni în soluție incomplet.
Proprietățile soluțiilor de electroliți slabe sunt în mare parte pot fi atribuite acestor echilibre existente între moleculele ne- disociate și ionii care se formează prin disociere disocierea molekul.Reaktsii parțială a electroliților slabi descrie legea de acțiune în masă și sunt caracterizate printr-o constantă și gradul de disociere.
Conform teoriei Arrhenius de disociere electrolitică, de exemplu, în acid acetic apos se împarte în ioni acetat și ioni de hidrogen:
drept expresie a acțiunii în masă pentru reacția de disociere de acid acetic:
K - constanta de echilibru, ceea ce se numește constanta de disociere sau constanta de ionizare pentru reacția de disociere; [CH3 COO -], [H +] și [CH3COOH] - concentrația de echilibru a ionilor acetat, ionii de hidrogen și molecule de acid acetic.
Dar teoria Arrhenius ignoră influența solventului și nu poate fi, în special, să ne imaginăm existența cation H + în soluție, ca un proton shell electron lipsit este mai mică decât ceilalți ioni și foarte mobili.
Mulți solvenți au capacitatea de a transfera protoni protonilor respectivi acceptori sau atașați la o moleculă de solvent.
Acest lucru permite teoria Protolytic N.Brensteda și T. Lowry.
Conform acestei teorii, o substanță capabilă să doneze un proton, numite acizi, și substanțe. luând protoni - baze.
Acizii și bazele pot fi ambele molecule neutre și ioni.
Unele substanțe pot fi atât de donor și acceptor de protoni. Astfel de substanțe sunt numite amfoliți. De exemplu, H2O, HCO3 -. [Al (H2O) 5 OH] 2+.
Reacțiile reversibile de transfer de proton de la acid la bază în ON numit acid-baza jumătate de reacție. Reacția dintre acidul și baza - lupta pentru un proton între două baze:
Acid 1 bază 2 acid 2 bază 1
Acid, și veți găsi că protonii de recul constituie perechea de bază conjugat.
În această ecuație, este PORNIT și A -. LN2 + și LH.
Exemple echilibre protolytic:
Acid 1 osnovanie2 kislota2 bază 1
HCI + OH - = H2O + Cl - (2)
Acid 1 bază 2 acid 2 bază 1
Acid 1 bază 2 acid 2 bază 1
Acid 1 bază 2 acid 2 osnovanie1
Solventul este unul dintre reacția participanților protolytic.
Apa ca ampholyte are atât acide. și proprietăți de bază.
Astfel de solvenți sunt amphiprotic. Cea mai importantă caracteristică amphiprotic solvenți - capacitatea de transfer de proton de la o moleculă de solvent la altul.
Astfel de procese în care o moleculă de solvent prezintă proprietățile acidului, iar cealaltă - o bază numită autoprotolysis.
Ion H 3 O + este numit hidroniu.
Autoprotolysis kW constantă de apă sau KH2 numit produs ionic al apei: kW = a (H3 O +) a (OH -) = 1,0 # 8729; 10 -14 (25 ° C).
produs Ionic apei indiferent de modificările concentrației de ioni la o temperatură constantă rămâne constantă.
Într-o soluție neutră (H3 O +) = a (OH -) = 10 -7 mol / l
Mediul acid și (H3 + O)> a (OH -) mediu alcalin .żn și (H3 O +)<а(ОН - ).
Aciditatea mediului poate fi estimat asupra pH-ului, care este egal cu logaritmul zecimal negativ al activității ionilor de H3 O + (sau H +) la pH = - lg și (H3 O +) sau pH = - lg și (H +).
La tărie ionică scăzută, activitatea ion atunci când, practic, egal cu concentrația sa pH =-LG [H3 O +].
În mod similar, hidroxil component pOH = - lg a (OH -).
Astfel, într-un mediu neutru al pH = pOH = 7.
Într-un mediu acid: pH <7. рОН>7. Într-un mediu alcalin: pH> 7 pOH <7.
Atunci când interacționează cu solvenți amphiprotic, cum ar fi soluți apa poate prezenta atât proprietăți acide (e ur-4). și proprietăți de bază (e ur-3).
Concentrația de acid și de bază caracterizată prin constanta de echilibru, care se numesc aciditatea constantă Ka și bazicitatea constantă Kb.
Acid 1 bază 2 acid 2 bază 1
Această constantă indică aciditatea relativă a acidului HA împotriva bazei B, adică aciditate constantă Ka este acidul HA.
echilibru Protolytic într-o soluție apoasă de acid acetic:
Aciditatea acid acetic constantă Ka, care arată că acidul acetic este un acid mai puternic decât apa:
Ecuația nu include activitatea apei, care este considerată a fi unitate.
echilibru Protolytic în sare de acid acetic apos:
constanta Protolytic a acestui echilibru, care este un ion acetat bazic constant:
Constant ion acetat de bazicitate arată că ionul acetat este o bază mai puternică decât apa.
Aciditatea și bazicității constante de perechi conjugate sunt interconectate. Multiplicând Ca (CH3 COOH) și kb (CH3 COO -), obținem:
Sau, în termeni generali:
Produsul a acidității și bazicității constantele KaKb conjugate pereche de HA și A -
HL activitate solvent considerată a fi unitate.
La o tărie ionică scăzută a acidității și bazicității constante pot fi exprimate în termeni de concentrații:
Constantele de echilibru chimic, incluzând constantele de aciditate și bazicitate, de asemenea, este de obicei exprimat în formă logaritmică;
pKa = - lg Ka și pKb = - lg Kb
Conjugarea acizi și baze pKa + pKb = 14 (298K)