32) Слабые электролиты. Константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда. Диссоциация кислот и оснований.

Важной характеристикой растворов слабых электролитов являются константы диссоциации. Рассмотрим в общем виде равновесную реакции диссоциации раствора слабого электролита.

НАп ↔ Н+ +Ап-

Кр = Кд =[ Н+] [Ап-]/ [НАп]

Если выразить равновесные концентрации через концентрацию слабого электролита (как С) и его степень диссоциации (α), то получим

Кд = Сα Сα / С (1-α) = Сα2/ (1-α) – Оствальд

Это соотношение называется законом разбавления Оствальда для очень слабыхэлетролитов, когда α<<1. Это соотношение упрощается

Кд = Сα2

α = √(Kd/C)

Н3РО4 = Н+ + Н2РО4- = 2Н+ + НРО4- = 3Н+ - РО4-

1 стадия 27%

2 стадия 0,15%

3 стадия 0,005%

33) Ионное произведение воды. Водородный показатель кислотно-основных свойств растворов.

Вода, являясь слабым электролитом и обычным растворителем, участвует в кислотно-основном равновесии растворенных в ней электролитов.Для воды константа диссоциации:

При столь малой константе диссоциации концентрация самой воды остается практически неизменной.

[H2 O]=

Отсюда произведение постоянных величин есть величина постоянная.

Численное произведение ионов на которое диссоциируется вода называется ионное произведение воды.

Для характеристики кислотности (щелочности) среды введен специальный параметр – водородный показатель, или рН. Водородным показателем называется взятый с обратным знаком десятичный логарифм активности ионов водорода в растворе :

рН+рОН=14

34) Растворы сильных электролитов. Теория Дебая-Хюккеля. Уравнение Дебая-Хюккеля.

Принципиальное отличие сильных электролитов от слабых, что равновесие диссоциации полностью смещено вправо.

Н2SО4 = Н+ + НSО4- кислые соли

Константы диссоциации оказываются величиной неопределенной.

Снижение электропроводности при увеличении концентрации сильного электролита обусловлено электростатическим взаимодействием ионов. В связи с этим была предложена модель, которая легла в основу теории сильных электролитов. Основоположники: Дебай и Хюккель. 1. Электролит полностью распадается, но в сравнительно разбавленных растворах. С=0,01 моль/л

2. Каждый ион окружен оболочкой из ионов противоположного знака. В свою очередь каждый из этих ионов сольватирован. Это окружение называют ионной атмосферой.

При электростатистическом взаимодействии ионов противоположного знака необходимо учитывать влияние ионной атмосферы. При движении катиона в электростатическом поле ионная атмосфера деформируется: она сгущается перед этим катионом и разряжается позади него. Эта асимметрия ионной атмосферы оказывает тем более тормозящие действия движению катиона, тем выше концентрация и тем больше заряд ионов. В этих системах само понятие концентрация становится неоднозначным и должно заменяться активностью ионов. Для одно-однозарядного электролита общей формулой.

КatAn

Для электролитов активностью ионов выражается следующим образом:

-коэффициент активности катиона и аниона.

- аналитические концентрации катиона и аниона.

Определить активности каждого иона в отдельности невозможно. Поэтому для одно-однозарядных электролитов пользуются средними геометрическими значениями активности и коэффициентом активности.

Коэффициент активности по Дебаю и Хюккелю зависит от температуры, диэлектрической проницаемости растворителя и ионной силой 1.

1-эта мера интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе. Дебаи и Хюккель предложили уравнение, связывающее 3 величины: заряд иона, ионная сила и коэффициент активности.

Ионная сила выражается след.уравнением:

Для однозарядного электролита ионная сила совпадает с концентрацией, но ионы в электролите имеющие разные заряды при одинаковой концентрации будут иметь разные ионные силы. Сопоставление свойств сильных электролитов можно проводить только тогда, когда ионные силы одинаковые. Небольшие примеси резко изменяют свойства электролита.