Материал: Shpora_polnaya_2009 (1)

Для растворов сильных электролитов введено понятие активности (или активной концентрации). Активность – величина, подстановка которой вместо концентрации в термодинамические уравнения, действительные для идеальных систем, позволяет использовать их для реальных систем. с – концентрация, «гамма» - коэффициент активности.

Активность учитывает все виды взаимодействия между ионами. В качестве стандартного – принимают состояние полной диссоциации, при отсутствии осложняющего воздействия ионов друг на друга.

37. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Слабые электролиты.

Электролиты – вещества, которые в растворе или расплаве состоят полностью или частично из ионов.

Они не подчиняются законам Рауля: их растворы замерзают при более низких температурах, а кипят при более высоких температурах, чем растворы неэлектролитов той же моляльной концентрации.

Электролитическая диссоциация.

Теорию ЭД предложил шведский ученый Аррениус. «Электролиты, растворяясть в воде, распадаются на ионы (заряженные частицы). При этом каждый ион ведет себя как самостоятельная частица.

В результате диссоциации концентрация увеличивается (число частиц в единице объема).»

Академик Каблуков дополнил теорию ЭД: «основная причина диссоциации на ионы – взаимодействие с полярными молекулами воды».

Согласно закону Кулона, сила притяжения между зарядами показывает, во сколько раз сила в данной среде меньше, чем в вакууме.

Об ионизирующей способности растворителей судят по их диэлектрической проницаемости: чем она выше, тем энергичнее протекает процесс ЭД.

Кроме воды, электролиты диссоциируют в

По способности диссоциации электролиты делятся на слабые и сильные. Сильные диссоциируют полностью – процесс необратим. Процесс диссоциации слабых обратим (в растворах содержатся как ионы, так и недиссоциированные молекулы).

Степень диссоциации - доля растворенного электролита, распавшегося на ионы. Для сильных - для слабых

На практике СД определяют путем измерения электропроводимости раствора. Различают удельную электропроводимость и эквивалентную

повышается с увеличением разбавления до некоторой предельной величины, когда все молекулы распадаются на ионы При этом предельное значение эквивалентной электропроводимости – электропроводимость при бесконечном разбавлении - Для слабых электролитов выполняется

40.Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Понятие об индикаторах.

Электролиты – вещества, которые в растворе или расплаве состоят полностью или частично из ионов.

Они не подчиняются законам Рауля: их растворы замерзают при более низких температурах, а кипят при более высоких температурах, чем растворы неэлектролитов той же моляльной концентрации.

Электролитическая диссоциация.

Теорию ЭД предложил шведский ученый Аррениус. «Электролиты, растворяясть в воде, распадаются на ионы (заряженные частицы). При этом каждый ион ведет себя как самостоятельная частица.

В результате диссоциации концентрация увеличивается (число частиц в единице объема).»

Академик Каблуков дополнил теорию ЭД: «основная причина диссоциации на ионы – взаимодействие с полярными молекулами воды».

Чистая дистиллированная вода в небольшой степени проводит ток. Ее удельная электропроводимость:

Вода диссоциирует по схеме:

Константа диссоциации – частный случай константы равновесия:

Ионное произведение воды:

С повышением температуры это произведение возрастает.

Степень кислотности растворов условились оценивать при помощи десятичного логарифма концентрации ионов [H⁺]. Эта величина – водородный показатель.

нейтральный раствор pH=7, кислый - pH<7, щелочной - pH>7.

Реакцию среды (кислотность или щелочность) часто определяют с помощью индикаторов. Индикаторы - слабые органические кислоты или основания, которые меняют окраску в зависимости от [H⁺].

Пример. лакмус, фенолфталеин, универсальный индикатор.

38. Константа диссоциации. Закон разведения Оствальда.

Электролитическая диссоциация.

Теорию ЭД предложил шведский ученый Аррениус. «Электролиты, растворяясть в воде, распадаются на ионы (заряженные частицы). При этом каждый ион ведет себя как самостоятельная частица.

В результате диссоциации концентрация увеличивается (число частиц в единице объема).»

Академик Каблуков дополнил теорию ЭД: «основная причина диссоциации на ионы – взаимодействие с полярными молекулами воды».

Согласно закону Кулона, сила притяжения между зарядами показывает, во сколько раз сила в данной среде меньше, чем в вакууме.

Об ионизирующей способности растворителей судят по их диэлектрической проницаемости: чем она выше, тем энергичнее протекает процесс ЭД.

Кроме воды, электролиты диссоциируют в

Константа диссоциации в случае разбавленного электролита: См – концентрация недиссоциированных молекул.

При стандартных условиях

Константа диссоциации в одном и том же растворителе при постоянной температуре – величина постоянная, она свойственна данному электролиту.

Степень диссоциации характеризует состояние электролита в растворе данной концентрации и меняется с изменением ее.

При повышении концентрации раствора уменьшается.

Закон разведения Оствальда.

С разбавлением раствора степень диссоциации его увеличивается.

Выражает зависимость между

Также можно установить связь и между

Сильные электролиты: почти все соли, большинство кислот и гидроксиды металлов.

Электролиты средней силы:

Слабые электролиты: почти все органические кислоты, вода.

41. Гидролиз солей. Константа и степень гидролиза.

Гидролиз - разложение солей под действием воды.

Вторая формулировка. Процесс, обратный нейтрализации, приводящий к образованию кислоты и основания.

Нейтрализация – реакция между кислотой и основанием.

1. Гидролиза нет

-если сильное основание и сильная кислота.

-если нерастворимые вещества («н» в таблице).

Пример.

2. Полный гидролиз

-если слабая кислота и слабое основание.

-если «-» в таблице растворимости.

Пример.

3.

-если сильное основание и слабая кислота.

-если слабое основание и сильная кислота.

Пример.

Константа гидролиза:

Степень гидролиза – применяется для характеристики реакций гидролиза.

Степень возрастает с ростом температуры и с уменьшением концентрации (разбавлением).

42. Овр. Ионно-электронный метод подбора коэффициентов в овр.

Любая ОВР состоит из процессов окисления и восстановления.

Окисление – отдача электронов веществом, т.е повышение степени окисления элемента.

Пример.

Вещества, отдающие электроны, называют восстановителями.

Типичные восстановители: водород, металлы, углерод.

Восстановление – смещение электронов к веществу или понижение степени окисления.

Пример.

Вещества, принимающие электроны, называют окислителями.

Типичные окислители: галогены, водород, соединения кислорода

Существуют реакции межмолекулярные (окислители и восстановители – разные вещества) и внутримолекулярные (окислители и восстановители – атомы одной молекулы).

Ионно-электронный метод подбора коэффициентов в ОВР.

1. Осуществить материальный баланс с помощью ионов

2. Установить баланс с помощью зарядов.

3. Полученные 2 уравнения просуммировать так, чтобы число отданных электронов равнялось числу принятых.

4. Получается ионное уравнение ОВР. Перенести коэффициенты из ионного уравнения в молекулярное.

5. Уравнять ионы, не участвовавшие в схеме.

Пример.

______________________________________