- •60. Стан сильних електролітів у розчинах. Основні типи сильних електролітів у водних розчинах.
- •61. Розчинність електролітів. Рівновага в насиченому розчині малорозчинного електроліту. Добуток розчинності.
- •62. Дисоціація слабких електролітів. Константа і ступінь дисоціації. Закони розведення Освальда. Ступінчата дисоціація слабких електролітів.
- •63. Методи визначення константи і ступеня дисоціації слабких електролітів.
- •64. Основні типи слабких електролітів. Їх характеристика.
- •65. Реакції обміну в розчинах електролітів та напрямок їх протікання. Іонні рівняння реакцій у розчинах.
- •66. Кислотність середовища. Водневий покажчик, його значення в нейтральному, кислотному та лужному середовищах, методи визначення.
- •67. Рівновага в розчинах слабких електролітів. Дисоціація води. Іонний добуток води.
- •68. Гідроліз солей. Константа і ступінь гідролізу. Кислотність водних розчинів солей, що гідролізують.
- •69. Окиснення та відновлення. Окисники та відновники. Окисно-відновні реакції у водних розчинах, приклади рівнянь в молекулярному та іонному вигляді.
- •70. Поняття про окисно-відновну пару та її потенціал. Зв’язок окисно-відновних властивостей зі значеннями потенціалів.
- •71. Стандартні окисно-відновні потенціали. Зв’язок з енергією Гіббса окисно-відновних реакцій.
- •72. Напрямок перебігу окисно-відновної реакції та його зв’язок з потенціалами окисно-відновних пар.
- •73. Визначення напрямку протікання окисно-відновної реакції за допомогою таблиці стандартних потенціалів.
- •74. Залежність потенціалу окисно-відновної пари від концентрації іонів та кислотності середовища. Рівняння Нернста.
- •75. Протікання окисно-відновної реакції в електрохімічній системі. Електроди. Електрорушійна сила.
- •76. Гальванічний елемент. Електрохімічна схема, процеси на електродах, ерс.
- •77. Потенціал електрода. Рівняння Нернста.
- •78. Шкала електродних потенціалів. Електроди порівняння.
- •79. Водневий електрод порівняння та воднева шкала електродних потенціалів.
- •80. Електроліз. Процеси, що протікають на електродах, їх послідовність.
- •81. Кількісні закони електролізу (закони Фарадея). Застосування електролізу у промисловості.
- •82. Послідовність розряду іонів на катоді та аноді при електролізі.
66. Кислотність середовища. Водневий покажчик, його значення в нейтральному, кислотному та лужному середовищах, методи визначення.
Кислотність середовища визначається кількістю вільних іонів Н+ в певному об’ємі розчину. Визначаться кислотність середовища за допомогою водневого покажчика.
рН – це від’ємний десятковий логарифм концентрації іонів водню:
рН = - lg[H+]
Іонний добуток води Кв = 1*10-14.
Кв = [Н+][ОН-]
[Н+] = [ОН-] = 1*10-7 моль/л.
Для чистої води, в якій [Н+] = 1*10-7 моль/л, рН = - lg1*10-7 = 7. Тому нейтральне середовище характеризується таким водневим покажчиком. У кислому розчині з концентрацією іонів водню [Н+] = 1 моль/л маємо рН = - lg1 = 0. У лужному розчині з концентрацією гідроксид-іонів [ОН-] = 1 моль/л концентрація іонів водню дорівнює 10-14, а рН = 14.
Зробимо висновок: Кисле середовище – рН<7.
Нейтральне середовище – рН = 7.
Лужне середовище – рН>7.
Наближено реакцію середовища визначають за допомогою спеціальних реактивів – індикаторів, які змінюють свій колір залежно від концентрації водневих іонів.
Наприклад, червона форма лакмусу Н-Іn, а синю Іn-. Тоді рівновага між цими формами:
Н- Іn Н+ + Іn-
В кислих розчинах рівновага зміщується вліво, тому індикатор переходить у кислотну форму (червоний лакмус), у лужних розчинах, де концентрація іонів водню мала, індикатор майже повністю перетворюється на основну форму (синій лакмус).
КІn = [Іn-][Н+] / [НІn]
Кислотно-основні індикатори – це слабкі органічні кислоти або основи, які змінюють своє забарвлення в разі перетворення кислотної форми на основну і навпаки.
67. Рівновага в розчинах слабких електролітів. Дисоціація води. Іонний добуток води.
В розчинах слабких електролітів рівновага встановлюється між молекулами та іонами, так як слабкі електроліти дисоціюють частково і оборотно, і у розчині одночасно містяться недисоційовані молекули та іони. Ця рівновага характеризується константою електролітичної дисоціації:
КА <=> К+ + А- Кдис. = [К+][А-] / [КА]
Рівновагу дисоціації слабкого електроліту можна зміщувати за рахунок зміни концентрації одного з його продуктів дисоціації. При додаванні до розчину одного з продуктів дисоціації рівновага зміститься у бік утворення молекул і навпаки. Рівновага дисоціації зміститься, внаслідок чого система набуває нового стану рівноваги, в якому концентрація всіх її складових зміниться, але константа рівноваги за даної температури залишається сталою. Положення стану рівноваги характеризує ступінь дисоціації – відношення концентрації молекул, що про дисоціювали, до вихідної їх концентрації.
Вода має дуже слабку електропровідність.
Н2О <=> Н+ + ОН-
дельтаН = 57,3 кДж
Дисоціація води супроводжується поглинанням теплоти.
Кдис. = [Н+][ОН-] / [Н2О]
За стандартної температури ця константа дорівнює 1,8*10-16, що свідчить про те, що вода є дуже слабким електролітом. Концентрацію молекул води можна практично вважати сталою: [Н2О] = м(Н2О) / М(Н2О)*V = 1000г/18г/моль*1л = 55,56 моль/л
Добуток Кдис*[Н2О] є сталою величиною. Тому добуток концентрації іонів водню та гідроксилу можна вважати сталою величиною за даної температури, що дорівнює іонному добутку води Кв.
Кв = [Н+][ОН-] = 1,8*10-16*55,56=1*10-14
Сталість іонного добутку води означає, що збільшення у водному розчині концентрації іонів водню завжди супроводжується відповіднім зменшенням концентрації гідроксид-іонів і навпаки.