9. Константа и степень электролитической диссоциации. Активность и ионная сила.

Аррениус ввел понятие степени диссоциации-отношение числа его молекул распавшихся в данном растворе на ионы к общему числу его молекул в растворе. Степень диссоциации зависит от температуры (t ↑α↑) от природы веществ , от концентрации(С↑α↓), от ионной силы.

Константа диссоциации- константа равновесия диссоциации слабого электролита. Константа диссоциации зависит о температуры(t↑Кдис↑) ,от природы и растворителя, но не зависит от концентрации раствора. Чем выше константа диссоциации тем легче электролит диссоциирует. Многоосновные кислоты , основания двух и более валентных металлов диссоциирует ступенчато.

В общей реакции

где комплекс   разбивается на x единиц A и y единиц B, константа диссоциации определяется так:

Закон разбавления Оствальда дает возможность вычислять степень диссоциации. Закон показывает связь между константой диссоциации и степенью диссоциации.

Для оценки состояния ионов в растворе пользуются величиной называемой активностью. Активность иона равна его концентрации умноженной на коэффициент активности. а=Cf

Ионная сила раствора-полусумма произведений концентраций всех находящихся в растворе ионов на квадрат их заряда.

10.Вода как слабый электролит. Ионное произведение воды.

Вода представляет собой слабый электролит, диссоциирующий в соответствии с уравнением

Э тому процессу соответствует константа

диссоциации воды:

так как диссоциирует ничтожная часть молекул воды, то [H2O] – постоянная величина,

Кд* [H2O] = К H2O = [H+] [OH-] – ионное произведение воды,

К H2O = 1*10-14

Для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксид ионов есть величина постоянная. Эта постоянная величина называется ионным произведением воды.

11. PH растворов сильных и слабых кислот и оснований

Для характеристики среды растворов используют водородный показатель pH , который определяется как отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода [H+]

pH = - lg [H+]

если pH = 7 – среда нейтральная

pH > 7 - среда щелочная

pH < 7 - среда кислотная

В частности, при 25°С pH + pOH = pH2O = 14

Определить pH можно с помощью индикаторов.

Для расчета рН растворов слабых многоосновных кислот и многокислотных оснований используют, в основном, константу диссоциации по первой ступени.

Для слабой кислоты

[H+] = pH=-lg[H+]

Для слабого основания

[OH-] =√С*Кд1 pH=14+lg[OH-]

сильных кислот

[H⁺] = Сэ pH=-lg(Cэ)

сильных оснований

[ОН^–] = Сэ pH=14+lg(Cэ)

12.Гидролиз солей. Типы гидролизующихся солей. Константа и степень гидролиза.

Гидролиз-взаимодействие вещества с водой при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды.

Различают обратимый и необратимый гидролиз солей:

• Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону)

• Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону)

• Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания

• Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален

Под степенью гидролиза подразумевается отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе. Обозначается h.

Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие.

Константа гидролиза — константа равновесия гидролитической реакции. Так константа гидролиза соли равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции гидролиза к равновесной концентрации соли с учетом стехиометрических коэффициентов.

В общем случае для соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:К- константа диссоциации слабой кислоты, образующейся при гидролизе

для соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием:К-константа диссоциации слабого основания, образующегося при гидролизе

для соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием: