- •56. Стан сильних електролітів у розчинах. Основні типи сильних електролітів у водних розчинах.
- •57. Розчинність електролітів. Рівновага в насиченому розчині малорозчинного електроліту. Добуток розчинності.
- •58. Дисоціація слабких електролітів. Константа і ступінь дисоціації. Закони розведення Освальда. Ступінчата дисоціація слабких електролітів.
- •59. Методи визначення константи і ступеня дисоціації слабких електролітів.
- •60. Основні типи слабких електролітів. Їх характеристика.
- •61. Реакції обміну в розчинах електролітів та напрямок їх протікання. Іонні рівняння реакцій у розчинах.
- •62. Кислотність середовища. Водневий покажчик, його значення в нейтральному, кислотному та лужному середовищах, методи визначення.
- •63. Рівновага в розчинах слабких електролітів. Дисоціація води. Іонний добуток води.
- •64. Гідроліз солей. Константа і ступінь гідролізу. Кислотність водних розчинів солей, що гідролізують.
- •65. Окиснення та відновлення. Окисники та відновники. Окисно-відновні реакції у водних розчинах, приклади рівнянь в молекулярному та іонному вигляді.
- •66. Поняття про окисно-відновну пару та її потенціал. Зв’язок окисно-відновних властивостей зі значеннями потенціалів.
- •67. Стандартні окисно-відновні потенціали. Зв’язок з енергією Гіббса окисно-відновних реакцій.
- •68. Напрямок перебігу окисно-відновної реакції та його зв’язок з потенціалами окисно-відновних пар.
- •69. Визначення напрямку протікання окисно-відновної реакції за допомогою таблиці стандартних потенціалів.
- •70. Залежність потенціалу окисно-відновної пари від концентрації іонів та кислотності середовища. Рівняння Нернста.
- •71. Протікання окисно-відновної реакції в електрохімічній системі. Електроди. Електрорушійна сила.
- •72. Гальванічний елемент. Електрохімічна схема, процеси на електродах, ерс.
- •73. Потенціал електрода. Рівняння Нернста.
- •74. Шкала електродних потенціалів. Електроди порівняння.
- •75. Водневий електрод порівняння та воднева шкала електродних потенціалів.
- •11.Енергетичні рівні, підрівні електрона в атомі. Поняття про електронні орбіталі.
- •76. Електроліз. Процеси, що протікають на електродах, їх послідовність.
- •77. Кількісні закони електролізу (закони Фарадея). Застосування електролізу у промисловості.
- •78. Послідовність розряду іонів на катоді та аноді при електролізі.
- •27 Механізм хімічних реакцій. Поняття про елементарні стадії та молекулярність.
- •43. Фазові рівноваги в однокомпонентних системах. Фазова діаграма (діаграма стану) простої речовини, її характеристика. Умови кипіння та кристалізації рідини.
- •49. Відхилення від законів Рауля та їх причини. Ізотонічний коефіцієнт.
- •53. Ідеальні та неідеальні розчини. Поняття про активність та коефіцієнт активності.
56. Стан сильних електролітів у розчинах. Основні типи сильних електролітів у водних розчинах.
Сильні електроліти практично повністю дисоціюють на іони, їхні розчини характеризуються порівняно високою електропровідністю. Основні типи сильних електролітів: частина неорганічних кислот, сильні основи (гідроксиди лужних, лужноземельних металів), і майже всі солі.
Сильні електроліти в розчинах дисоціюють практично необоротно:
КСl = K+ + Cl-
У дуже розбавлених розчинах позитивно і негативно заряджені іони достатньо віддалені один від одного, щоб електростатичне притягання між ними було практично відсутнє. У таких розчинах ізотонічний коефіцієнт і та еквівалентна електропровідність наближуються до своїх максимальних значень для даного електроліту (у хлориду калію – і=2). Зі збільшенням концентрації розчинів відстань між іонами зменшується, внаслідок чого збільшується взаємне притягання різнойменно заряджених іонів та відштовхування однойменно заряджених. У такому розчині ізотонічний коефіцієнт наближається до граничного значення, але не дорівнює йому. Електропровідність менша, ніж у розбавленому розчині.
57. Розчинність електролітів. Рівновага в насиченому розчині малорозчинного електроліту. Добуток розчинності.
Коли тверда речовина з іонним зв’язком розчиняється у полярному розчиннику, відбувається сольватація його іонів, що супроводжується виділенням енергії сольватації. Внаслідок цього соль ватовані іони переходять у розчин. Сольватація – сукупність процесів, які відбуваються під час взаємодії розчинених частинок з молекулами розчинника.
У системах насичених розчинів малорозчинних електролітів установлюється рівновага між твердою фазою та електролітом, що міститься в розчині. Оскільки електроліт малорозчинний, його насичений розчин є дуже розбавленим, і електроліт у розчині практично повністю дисоціює на іони. Молекул розчиненої речовини у розчину немає, тому встановлюється рівновага між твердою фазою та іонами в розчині. За умов рівноваги в насичений розчин переходить стільки само іонів, скільки їх знову повертається в осад.
Добуток концентрації іонів малорозчинного електроліту в його насиченому розчині за даної температури є величина стала і називається добутком розчинності (ДР). Значення ДР залежить від температури і природи електроліту. Для складних електролітів, які під час дисоціації утворюють два або більше однакових іонів, треба враховувати стехіометричні коефіцієнти рівноваги і в рівнянні добутку розчинності концентрації цих іонів требу брати у відповідних степенях.
58. Дисоціація слабких електролітів. Константа і ступінь дисоціації. Закони розведення Освальда. Ступінчата дисоціація слабких електролітів.
Слабкі електроліти дисоціюють частково й оборотно – у розчині одночасно містяться недисоційовані молекули та іони. Між молекулами та іонами встановлюється рівновага, що характеризується константою рівноваги, яку називають константою електролітичної дисоціації. Дисоціацію слабкого бінарного електроліту КА можна записати:
КА <=> К+ + А-
Йому відповідає константа дисоціації: Кдис. = [К+][А-] / [КА]
Константа електролітичної дисоціації залежить від природи електроліту та розчинника, а також від температури.
Чим більша константа дисоціації, тим повніше дисоціює електроліт і тим він сильніший.
Для характеристики дисоціації слабкого електроліту використовують поняття ступеня дисоціації а(альфа):
а = Сдис. / С
За ступенем дисоціації можна знайти концентрацію молекул, що про дисоціювали. [К+] = [А-] = Сдис. = а*С [КА] = С – Сдис. = С – а*С = С*(1 - а)
Тому константу дисоціації можна записати так:
Кдис. = (а2 / 1 – а)* С
Цей вираз дістав назву закону розбавлення Освальда. В разі розбавлення розчину його концентрація С зменшується, а ступінь дисоціації електроліту зростає так, що Кдис. залишається сталим.
Для розчинів слабких електролітів, які мало дисоціюються на іони, закон Освальда можна переписати так: Кдис. = а2 *С
Слабкі електроліти, які під час дисоціації здатні утворювати більш ніж два іони, дисоціюють ступінчасто, і перебіг кожного ступеня описується рівнянням електролітичної дисоціації бінарного електроліту і характеризується власною константою, причому Кдис1>Кдис2>КдисN. Загальна константа дорівнює добутку констант окремих ступеней.