2. Ионно-молекулярные равновесия при диссоциации. Слабые кислоты и слабые основания. Степень диссоциации, константа диссоциации. Ступенчатая диссоциация слабых электролитов, полная константа диссоциации.

По мере ↑концентрации растворённого вещ-ва ↑отклонения от з-в идеальных растворовбыло предложено сохранить для описания свойств растворов все общие закономерности, применимые к идеальным растворам, но вместо входящих в них концентраций компонентов ввести активности. Связь активности  с концентрацией: =c, где -коэф активности, кот учитывает все виды взаимодействия частиц в данном р-ре, приводящие к отклонению от свойств идеальных р-в. =экспериментальная величина/теоретическая величина. Метод вычисления  по экспериментальным данным позволяет определить значения средних  электролита. Нет методов экспериментального определения  отдельных ионов. При расчётах принимают, что средний коэф активности представляет собой ср геометрич коэф активности образующих его ионов. Для электролита А_nВ_m: _+-=

 зависит от природы растворителя и растворённого вещ-ва, от концентрации р-ра, от t.  меняется в оч широких пределах: в обл разб р-в 1, в обл высококонц р-в  достигает 1,10,100. В обл разб р-в (0,1 моль/л)  зависит от концентрации и q ионов, присутствующих в р-ах и мало зависят от природы растворённых в-в. Эти закономерности наз-ся правилом ионной силы. Согл этому правилу, ионы одинаковой зарядности, независимо от их природы, в разб р-ах с одинаковой ионной силой имеют равные . Ионной силой р-ра наз-ся полусумма произведений концентраций всех ионов, присутствующих в р-ре, на квадрат их q: I=0,5 c_iz_i². Правило ионной силы позволяет рассчитать  отдельных ионов в разб р-ах.   с ↑ ионной силы р-ра.

Степень диссоциации, константа диссоциации, изотонический коэффициент..Степень диссоциации -отношение числа молекул, диссоциированных на ионы, к общему числу молекул растворённого электролита. В р-ах некоторых электролитов диссоциирует тлк часть молекул. Для количественной хар-ки ЭД введено понятие степени диссоциации. По  в растворах электролиты : на 2 группы: =1 и почти не зависит от конц раствора - сильные электролиты (кислоты HCl, HNO₃, H₂SO₄; щелочи NaOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂, LiOH, большинство солей); <1 и  с ростом концентрации - слабые электролиты (H₂CO₃, H₂S, NH₄OH, Н₂О; основания p-,d-, f-элементов). Одно и то же вещ-во в 1 растворителе может проявлять св-ва сильного, а в др - слабого электролита. Н-р, хлорид Li и йодит Na при растворении в Н₂О ведут себя как сильные электролиты, а при растворении в ацетоне или в уксусной кислоте эти вещ-ва явл слабыми электролитами.  зависит от концентрации и от t. С  концентрации ↑, с ↑t ↑. Константа диссоциации К_д -константа равновесия для процесса диссоциации. Для процесса диссоциации кислоты НАН⁺+А^- (*). Для процесса диссоциации слабого основания ROHR⁺+OH . Н-р, для гидроксида аммония NH₄OHNH⁺₄+OH^- . К_д зависит от природы диссоциирующего вещ-ва и растворителя и не зависит от концентрации р-ра. К_д указывает на прочность молекул в р-ре. Чем  К_д в данном растворителе, тем слабее диссоциирует электролит, тем его молекулы устойчивее. Многоосновные слабые кислоты и основания диссоциируют ступенчато, причём К_д по каждой следующей ступени всегда на несколько порядков ниже, чем по предыдущей. В Ур-е =сRT Вант-Гофф ввёл поправочный коэф i, называемый изотоническим коэффициентом и позволяющий использовать это ур-е для  разб р-в: _осм= iсRT. i хар-ет отклонение от законов идеальных р-в вследствие электролитической диссоциации электролитов.

Рассмотрим зависимость  от концентрации слабого электролита на примере уксусной кислоты: СН₃СООНСН₃СОО^-+Н⁺. Принимая исх концентрацию кислоты равной с, и степень диссоциации =, получаем, что концентрация части кислоты, кот диссоциирована, будет =с. Т.к. при диссоциации 1 молекулы кислоты образуется по 1 иону Н⁺ и СН₃СОО^-, то их концентрации будут =с. Концентрация кислоты, оставшейся в недиссоц состоянии, будет равна с-с=с(1-). Подставим значения равновесных концентраций ионов и кислоты в (*): , где V=1/с.

4. Ионно-молекулярное равновесиепри диссоциации воды. Ионное произведение н2о. Влияние температуры на к. Водородный показатель рН.

Процесс диссоциации Н₂О: Н₂ОН⁺+ОН^-, 2Н₂ОН⁺•Н₂О +ОН^-. Н₂О⁺-ион гидроксония. К_дис=[Н⁺][ОН^-]/[Н₂О], [Н⁺][ОН^-] ={К_дис[Н₂О]}-ионное произведениеН₂О.

[Н⁺]=[ОН^-]=С_Н2О.

[Н⁺]=[ОН^-]=1,8*10^-10*55,5=10^-7(г*ион/л). С_Н2О=1000/18=55,5 моль/л.[Н⁺]=[ОН^-]=10^-7. Ионное произведение Н₂О ↑ с ↑t. рН-взятый с обратным знаком десятичный логарифм активности ионов Н в растворе. рН=-lg[H⁺]=-lg_H⁺. рОН= -lg_ОH^-.

Шкала рН:

кислые р-ры [Н⁺]>[ОН^-]>10^-7; рН<7;

щелочная среда [ОН^-]>[Н⁺]>10^-7; рН>7;

нейтр среда [ОН^-]=[Н⁺]=10^-7.

Для определения рН:

индикаторы-вещ-ва, меняющие свою окраску в определённой области рН раствора; слабые органические кислоты НInd и основания IndOH. НIndH⁺+Ind (равновесие сместится слева направо); IndOHInd⁺+ОН^-.

рН служит критерием силы кислоты и основания. рН имеет важное значение для жизнедеятельности организма. Отклонение рН от нормальных значений приводит к расстройству деятельности организма.

6.Ионно-молекулярное равновесие при гидролиле. Различные случаи гидролиза солей. Совместный гидролиз.

Солями называются электролиты, при диссоциации кот образуются катионы металлов и анионы кислотных остатков. Гидролиз солей - разложение солей водой. В результате гидролиза соли в растворе появляется избыточное количество ионов Н⁺ или ОН^-. Гидролизу не подвергается соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями. Гидролиз протекает в 3 случаях:

1). Соль сильного основания и слабой кислоты. Сильные электролиты: кислоты HCl, HNO₃, H₂SO₄; щелочи NaOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂. Слабые электролиты: H₂CO₃, H₂S, NH₄OH, все основания d-металлов Fe(OH)₃, Cu(OH)₂. (Na⁺NaOH, CO₃^2- H₂CO₃, рН>7)

Na⁺₂CO^2-₃+HOHNaOH+NaHCO₃  I-я стадия гидролиза,

2Na²⁺+CO^2-₃+HOH2Na⁺+OH^-+HCO^-₃,

CO₃+HOHOH^-+HCO^-₃,

NaHCO₃+HOHNaOH+H₂CO₃ 

II-я стадия гидролиза (H₂O и CO₂);

Na⁺+HCO^-₃+HOHNa⁺+OH^-+H₂CO₃;

HCO^-₃+HOHH₂CO₃+OH^- (H₂O и CO₂). Сильное основание+сильная кислотанет гидролиза. KCl гидролизу не подвергается. Т.к. процесс гидролиза обратимый, то он не приводит к выводу продукта.

2). Соль слабого основания и сильной кислоты: (Fe³⁺Fe(OH)₃, Cl^-₃HCl, pH<7): FeCl₃+3HOHFe(OH)₃+3HCl,

Fe³⁺+3Cl^-+3HOHFe(OH)₃+3H⁺+3Cl^-,

Fe³⁺+3HOHFe(OH)₃+3H⁺.

3). Соль слабого основания и слабой кислоты: (Fe³⁺₂Fe(OH)₃, S²⁺₃H₂S):

Fe₂S₃+3HOH2Fe(OH)₃+3H₂S↑.

Полный необратимый гидролиз. Соли слабого основания и сильной кислоты в растворе не существуют, т.к. происходит полное гидратическое разложение.

9. Теория индикаторов. Кислотно-основные индикаторы. Фенолфталеин, лакмус, метилоранж. Переход окраски индикатора (интервал рН).

Ионная теория индикаторов наглядно объясняет механизм изменения окраски их под влиянием ионов Н и ОН. Согласно ионной теории индикаторов изменение цвета индикатора вызывается смещением равновесия диссоциации. Если это равновесие смещено влево, то в растворе преобладают недиссоциированные молекулы индикатора, и окраска раствора соответствует окраске молекул.

Кислотно-основные индикаторы — органические соединения, способные изменять цвет в растворе при изменении кислотности (pH). Индикаторы широко используют в титровании. Так, при титровании, в аликвоту исследуемого раствора добавляют индикатор, и наблюдают за изменениями цвета в точке эквивалентности. Фенолфталеин изменяет окраску от бесцветной (при pH < 8,2) до красно-фиолетовой, «малиновой» (в щелочной); но в концентрированной щелочи — вновь бесцветен. В концентрированной серной кислоте образует розовый катион.Вещество представляет собой бесцветные кристаллы, плохо растворимые в воде, но хорошо — в спирте и диэтиловом эфире.Лакмус в чистом виде представляет собой тёмный порошок со слабым запахом нашатырного спирта. Хорошо растворяется в чистой воде, образуя растворы фиолетового цвета. В кислых средах (pH<4,5) лакмус приобретает красную окраску, в щелочных (pH>8,3) — синюю.

Метилоранж изменяется от красного в кислотной среде к оранжевому в нейтральной (pH от 3,1 до 4,4) и жёлтому в щелочной.