Растворы электролитов.

Растворы солей проводят эл ток вслдествие дисс солей на катионы и анионы. Дисс становится возможной благодаря взаим ионов с дипольными молекулами воды. Рез-т дисс – законы для разб растворов не работают – вследств дисс увелич число частиц. Появл изотонич коэфф i. P=iCRT, ΔТ_кип=iEm, ΔТ_зам=iKm. Изотонич коэфф связан со степ дисс электролита α (отношение числа распавшихся на ионы молекул к общему числу молекул). α= (i-1)/(n-1). Электролиты делятся на: сильные α≈1, средние α≈30%, слабые α<0.1. Сильные электролиты: соли, нек к-ты – HClO_4, H₂SO₄, HNO₃,HJ,HCl,HBr, гидроксиды щел мет, кальция, бария, стронция. Ост кислоты и основ – среднеи или слаб электролиты. Равно в растворе слаб элеткролита. КА↔К⁺+А^-. конц раствора С моль/л. К=[K⁺][A^-]/[KA]=C_αC_α/C-C_α=α²C/1-α. Для очень слабых электроитов α→0, К_д=α²С – закон разб Оствальда. К_д-конст дисс слабого электр – величина пост при данной темп, следоват чем больше С, тем меньше α. Степень дисс слаб электролита растет с разбавл. Для сильных электр, где α близка к 1, константа дисс теряет смысл. Кол-во ионов очень велико и при дост большой конц может набл ассоциация ионов. Для сильных электролитов Льюис ввел понятие кажущейся степени дисс и о кажущейся конц ионов – активности. а=γС, где а- активность, γ-коэфф активности. в разб раств а=С, т.е. γ→1. Средние соли дисс нацело: Na₂SO₄↔2Na⁺+SO₄^2-. Многоосн кислоты и многокисл основ дисс ступенчато: H₃PO₄↔H⁺ + H₂PO₄^-; H₂PO₄^-↔H⁺+HPO₄^2-; HPO₄²↔H⁺+PO₄^3-. Конст дисс по разл ступ сильно отлич друг от друга К₁>>К₂>>К₃. Но мы не учитывали, что образ гидратированные ионы. На самом деле происх: Zn²⁺ в воде [Zn(H₂O)₄]²⁺, Zn(OH)₂ на самом деле [Zn(OH)₂(H₂O)₂] и его диссоциация как амфотерного электролита происходит следующим образом: [Zn(OH)₂(H₂O)₂] « [Zn(OH)₃H₂O]^-+ H⁺ « [Zn(OH)₄]^2- + H⁺ или [Zn(OH)₂(H₂O)₂] « [ZnOH(H₂O)₃]⁺ + OH^- « [Zn(H₂O)₄]²⁺ + OH^-. Поэтому в растворе получаем не Na₂ZnO₂, a Na₂[Zn(OH)₄]. На степень дисс слаб электролита можно влиять 1) разбавлением 2)введением одноименных ионов. HCN↔H⁺+CN^- если ввести в раствор синильной кислоты ионы CN^- (NaCN), то по правилу Ле-Шателье равнов сместится влево и кол-во ионов водорода уменьш.

Диссоциация воды. Водородный показатель.

Вода- слабый электролит, незначит дисс на ионы 2Н₂О↔Н₃О⁺ +ОН^-. Не учитывая гидратацию: Н₂О↔Н⁺+ОН^-. Вода-амфотерный электролит. Конст дисс=1.8*10^-16. Конц воды недиссоциированной можно считать пост [H₂O]=55,56 моль/л при 25⁰С. Тогда [H⁺][OH^-]=10^-14. Произв конц водородных и гидроксид ионов при данной темп явл пост вел, называ ионным произв воды К_w или К_Н2О. Увелич [H⁺] вызыв уменьш [OH^-] и наоборотю при этом никогда ни та ни другая конц не будут =0.для реакции H⁺_aq+ OH^-_aq = H₂O_ж DH = -56 кДж/моль дисс воды процесс эндотерм, поэтому с увелич темп К_w будет возр. Для характеристики кислотности или щелочности среды можно восп [H⁺] или конц [OH^-]. В нейтр среде [H⁺]=[OH^-]=10^-7. В кисл среде [H⁺]>[OH^-] или 10^-7. В щелочной среде наоборот. Лучше пользоваться водородным показателем рН= - lg[H⁺] или рОН= - lg[OH^-]. рН+рОН=14. В кисл среде рН<7. В щел рН>7. рН 1н соляной к-ты должен быть=0. рН 1н щелочи должен быть =14. Определение рН 1)с помощью индикаторов. Индикатор-слабая кислота или слабое осн, у кот недисс и дисс формы имеют разную окр. Добавл к рас-ру к-ты ил щелочи сдвигает равн дисс этого электролита и меняется его окр 2) с помощью рН-метра. Проблема поддерж пост знач рН особенно остро стоит в биологич сист. Буферные раств-раств, в которых в опред пределах поддержив пост знач рН при добавл в них к-ты или щелочи а также при разбавл. Рассм р-р, сод слаб укс к-ту и ее сол. В р-ре происх полн дисс соли и частичная слб к-ты. CH₃COOH « CH₃COO^- + H⁺. (К). CH₃COONa « CH₃COO^- + Na⁺ нацело. К=[CH₃COO^-][H⁺]/[CH₃COOH]. К-та слабая К=1.8*10^-5. В чистом 0.1М р-ре [H⁺]=(1.8*10^-5*0.1)^1/2≈1.3*10^-3 моль/л. Если к этому раств добав одноим ион, дисс смест влево, т.е [H⁺] стала еще меньше. Следоват можно считать, что [CH₃COOH] равна конц недисс к-ты С_а, а аниона – конц соли С_s. Тогда [H⁺]=K*C_a/C_s. Возьмем ацетатный буфер 0.1:0.1 и 0.1М р-р NaCl.рН=-lg[H⁺]=-lg1.8*10^-5=4.76 для буфера рН р-р NaCl=7. Добавим к обоим р-рам (по литру каждого) по 1мл 0.1 н р-ра HCl. Изм объема можно пренебречь. Тогда рН р-ра NaCl=4, т.е. сместится на 3 единицы. Протоны будут связываться с анионами соли в недисс к-ту, т.е. смещ равнов дисс к-ты. рН=-lg1.8*10^-5 (0.1+1*10^-4)/(0.1-1*10^-4)=4/76. То же самое с добавл щелочи. Если добавить больше к-ты, то смещение будет заметнее. Конц к-ты или щелочи, кот сдвиг рН буферой сист на един врем назыв буферной емкостью.