Контрольні запитання:

1. Які системи називаються розчинами? Склад розчинів.

2. Що називається концентрацією розчину? Способи вираження концентрації розчинів.

3. Яку масу калій хлориду потрібно використати для одержання розчину солі масою 200 г з масовою часткою речовини 30%?

4. При частковому випаровуванні 800 г калій хлориду з масовою часткою солі 30% виділили 200мл води. Визначте масову частку в одержаному розчині.

5. Визначте маси розчинів сульфатної кислот з масовими частками 60% та 10%, які необхідно використати для приготування 600 мл розчину кислоти з ρ=1,218 г/см³ w=0,3.

Література:

1. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов. – Л.: Химия, 1979. – Гл. VІІ, §§ 73-79, с. 213-228.

2. Хомченко Г.П. Химия. – М.: Высшая школа, 1981. – Ч. І, Гл. 5, §§ 36-38, с. 45-49.

Тема 3.3. Розчини електролітів. Електролітична дисоціація.

План

1. Положення теорії електролітичної дисоціації.

2. Ступінь дисоціації. Константа дисоціації.**

3. Особливості розчинів сильних електролітів.***

1. Електроліти – речовини, водні розчини або розплави яких проводять електричний струм. Приклади: розчини молей, кислот і лугів

ТЕД (Арреніус):

1. дисоціація електролітів відбувається під дією полярних молекул розчинника

2. Дисоціюючи молекули розпадаються на катіони та аніони.

3. Дисоціація – оборотний процес.

4. Дисоціація багатоосновних кислот і багатокислотних основ відбувається ступінчасто.

Приклад: HCl ↔ H⁺ + Cl^-

2. Лише частина електроліту дисоціює в розчині на йони і тому Арреніус ввів поняття ступеня дисоціації.

Ступінь дисоціації – відношення числа молекул електроліту, що розпалися в розчині на йони, до загального числа його молекул в розчині.

α = n / N,

де α – ступінь дисоціації;

n – кількість молекул, які про дисоціювали;

N – загальна кількість молекул

До рівноваги, яка встановлюється в розчині слабкого електроліту між молекулами та йонами, можна застосувати закони хімічної рівноваги і записати вираз константи рівноваги.

Наприклад, для дисоціації оцтової кислоти

СН₃СООН ↔ Н⁺ + СН₃СОО^-

константа рівноваги має вигляд:

Константа рівноваги, що відповідає дисоціації слабкого електроліту, називається константою дисоціації.

Величина К залежить від природи електроліту і розчинника, а також від температури, але не залежить від концентрації розчину.

При ступінчатій дисоціації речовин дальший ступінь характеризується меншим розпадом, ніж попередній.

Якщо концентрацію електроліту, що розпадається на 2 йони, позначити через С, а ступінь його дисоціації у розчині через α, то концентрація кожного з йонів буде С α, а концентрація недисоційованих молекул С(1- α). Тоді рівняння константи дисоціації матиме вигляд:

Це рівняння виражає закон розбавлення Оствальда.

Для розчинів, в яких дисоціація електроліту дуже мала, рівняння закону Оствальда спрощується. Оскільки в таких випадках α≤1, то величиною α у знаменнику правої частини рівняння можна знехтувати. Рівняння буде мати вигляд:

Це рівняння наочно показує зв'язок, що існує між концентрацією слабкого електроліту і ступенем дисоціації: ступінь дисоціації зростає при розбавлянні розчину.

3. Для оцінки стану йонів у розчині сильних електролітів користуються величиною, яка називається активністю.

Під активністю йона розуміють ту ефективну, умовну концентрацію його, відповідно до якої він діє під час хімічних реакцій. Активність йона а дорівнює його концентрації С, помноженій на коефіцієнт активності f:

α = fC

В розведених розчинах коефіцієнт активності йона в даному розчиннику залежить тільки від заряду іона та іонної сили розчину I, яка дорівнює півсумі добутків концентрації С кожного йона на квадрат його заряду z: