20. Электролитическая диссоциация. Равновесия в растворах электролитов. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты.
Согласно теории электролитической диссоциации при растворении в воде электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы. Положительно заряженные ионы называются катионами (ионы водорода и металлов), а отрицательно заряженные – анионами (ионы кислотных остатков и гидроксильные ионы).
Распад на ионы даже для хорошо растворимых в-в не всегда протекает полностью:
HNO3↔ H + +NO3- . Равновесие целиком смещено вправо; диссоциация носит необратимый характер.
HNO2↔H + +NO2-. Равновесие смещено влево; т.е. лишь часть молекул диссоциирует на ионы.
Для количественной характеристики Э.Д. введено понятие
степени диссоциации (α) – отношение числа молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу молекул α = N/Nобщ = C/Cобщ .
По величине α электролиты делятся:
1.Сильные — α примерно = 1 и почти не зависит от C р-ра.
2. Слабые — α примерно = 0 и уменьшается с ростом C. Чем больше С, тем меньше способность растворяться.
21. Константа диссоциации. Факторы ее определяющие. Закон разбавления Оствальда.
Константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации. Она имеет вид дроби, где в числителе дроби стоят концентрации ионов – продуктов диссоциации, а в знаменателе – концентрация недиссоциированных молекул.
Чем больше Константа, тем лучше диссоциирует электролит.
Константа зависит от природы диссоциирующего в-ва, растворителя и температуры; и не зависит от Концентрации р-ра.
Если обозначить концентрацию электролита, распадающегося на два иона, через С, а степень его диссоциации в данном растворе через а, то концентрация каждого из ионов будет Са а концентрация недиссоциированных молекул С(1—а). Тогда уравнение константы диссоциации принимает вид:
Это уравнение выражает закон разбавления Оствальда и дает возможность вычислять степень диссоциации при различных концентрациях, если известна константа диссоциации электролита. Или, зная степень диссоциации при какой-нибудь концентрации, легко рассчитать константу диссоциации.
22. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели. Способы измерения и расчета рН и рОн.
23.Гидролиз солей. Классификация солей по их отношению к гидролизу.
Гидролиз – взаимодействие вещества с водой, при котором составные части в-ва соединяются с составными частями воды.
В реакции гидролиза вступают соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием, или слабой кислотой и сильным основанием, или слабым основанием и сильной кислотой. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются.
24.Сущность процесса гидролиза солей разного типа.
Сущность процесса гидролиза сводится к химическому взаимодействию катионов или анионов соли с гидроксид-ионами или ионами водорода из молекул воды. В результате этого взаимодействия образуется слабый электролит. Химическое равновесие процесса диссоциации воды смещается вправо, в сторону образования ионов. Поэтому в водном растворе соли появляется избыток свободных ионов Н+ или ОН–, что и определяет среду раствора соли.