25. Свойства растворов электролитов. Теория электролитической диссоциации.

Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении. Классическая теория электролитической диссоциации была создана С. Аррениусом и В. Оствальдом в 1887 году. Аррениус придерживался физической теории растворов, не учитывал взаимодействие электролита с водой и считал, что в растворах находятся свободные ионы. Русские химики И. А. Каблуков и В. А. Кистяковский применили для объяснения электролитической диссоциации химическую теорию растворов Д. И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита происходит его химическое взаимодействие с водой, в результате которого электролит диссоциирует на ионы.

К лассическая теория электролитической диссоциации основана на предположении о неполной диссоциации растворённого вещества, характеризуемой степенью диссоциации α, т. е. долей распавшихся молекул электролита. Динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами описывается законом действующих масс . Например, электролитическая диссоциация бинарного электролита KA выражается уравнением типа:

К онстанта диссоциации   определяется активностями катионов  , анионов   и недиссоциированных молекул  следующим образом:

Значение   зависит от природы растворённого вещества и растворителя, а также от температуры и может быть определено несколькими экспериментальными методами. Степень диссоциации (α) может быть рассчитана при любой концентрации электролита с помощью соотношения. где   — средний коэффициент активности электролита. Электролит - вещество, раствор или расплав которого проводит электрический ток

26. Способы выражения концентрации.

1) процентная концентрация w% = m(в-ва)/m(р-ра) * 100%

2) молярная концентрация показывает колличество моль реагирующего вещества

Cм = m(в-ва)/(M * Vр-ра) [Моль\л]. Концентрацию веществ в растворах можно выразить разными способами. На этой страничке вы с ними познакомитесь. Наиболее часто используют массовую долю растворённого вещества, молярную и нормальную концентрацию.

Массовая доля растворённого вещества w(B) - это безразмерная величина, равная отношению массы растворённого вещества к общей массе раствора m. w(B)= m(B) / m

Массовую долю растворённого вещества w(B) обычно выражают в долях единицы или в процентах.

Молярная концентрация C(B) показывает, сколько моль растворённого вещества содержится в 1 литре раствора.

C(B) = n(B) / V = m(B) / (M(B) · V), где М(B) - молярная масса растворенного вещества г/моль.

Молярная концентрация измеряется в моль/л и обозначается "M". Нормальность раствора обозначает число грамм-эквивалентов данного вещества в одном литре раствора или число миллиграмм-эквивалентов в одном миллилитре раствора.

27. Сильные и слабые электролиты. Степень и константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда.

З акон разбавления Оствальда — соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора: Здесь К — константа диссоциации электролита, с — концентрация, λ и λ_∞ — значения эквивалентной электропроводности соответственно при концентрации с и при бесконечном разбавлении. Соотношение является следствием закона действующих масс и равенства.

В зависимости от величины а электролиты условно делятся на сильные (полностью диссоциируют на ионы, a>0,95), средней силы (0,95 >a>0,3) и слабые (a<0,3). Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая характеризует склонность объекта диссоциировать (разделяться) обратимым образом на частицы. Константа диссоциации обычно обозначается Kd и обратна константе ассоциации.

28. Электролитическая диссоциация воды. Реакция среды, водородный показатель. Понятие об индикаторах. Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении. H2O =><= H + OH. K(дис.)=([H]*[OH])/[H2O]=1,8*10^(-16). [H]*[OH]=10^(-14)=const. Для характеристики кислотности среды: pH=-lg[H], pH<7 , то среда кислая. pH=7 , то среда нейтральная. pH>7 , то среда щелочная. Для определения кислотности среды используют индикаторы. Индика́тор  — соединение, позволяющее визуализировать изменение концентрации какого-либо вещества или компонента, например, в растворе прититровании, или быстро определить различные параметры среды.

30. Условия растворения и осаждения веществ. Произведение растворимости. Константу равновесия гетерогенных реакций называют произведением растворимости. ПР = [K^+m]^(n)*[A^-n]^(m). Произведением растворимости называется произведение концентрации ионов в насыщенном растворе в степенях стехиометрических коэффициентов. Позволяет расчитать растворимость соединения в растворе и оценить, выпадает ли данное соединение в осадок при данных условиях. Растворимостью называется концентрация насыщенного раствора.Cм=(m+n)exp(ПР/(n^(n)*m^(m))). Условия выпадения вещества в осадок. Если произведение неравновесных концентраций ионов > ПР, то вещество выпадает в осадок. [ ] * [ ] > Пр - выпадает осадок. [ ] * [ ] = Пр - насыщенный раствор. [ ] * [ ] < Пр - ненасыщенный раствор.

29. электролитическая диссоциация кислот и оснований. Электролитическая диссоциация — распад электролитов на ионы при растворении в воде или расплавлении. NaCl = Na⁺ + Cl⁻ . Если через раствор или расплав электролита пропускать электрический ток, то положительные ионы будут двигаться к отрицательному электроду — катоду. Положительные ионы получили название катионы. Отрицательные ионы будут двигаться к положительному электроду — аноду, и называются анионами. при диссоциации солей образуются катионы металла и анионы кислотного остатка. При диссоциации кислот образуются ионы водорода, и анионы кислотных остатков. Растворимые основания — щелочи, — диссоциируют с образованием катиона металла и гидроксид-ионов: NaOH = Na⁺ + OH^–. Кислоты диссоциируют на катионы водорода (упрощенно) и анионы кислотных остатков: Н2SO4 -> 2H+ + SO4(2-).

31. Обменные реакции. Обменные реакции - реакции обмена между ионами в растворах электролитов. В обменных реакциях, протекающих в растворах электролитов, наряду с недиссоциированными молекулами слабых электролитов, твердыми веществами и газами участвуют также находящиеся в растворе ионы. Поэтому сущность протекающих процессов наиболее полно выражается при записи их в форме ионно-молекулярных уравнений. Различают четыре типа обменных реакций в растворах электролитов, в которых равновесие сильно смещено в сторону продуктов реакции (реакции протекают практически до конца. 1 тип. Реакции с образованием осадка. 2 тип. Реакции с выделением газов. 3 тип. Реакции с малодиссоциирующим соединением. 4 тип. Реакции с комплексным ионом. Реакции в растворах электролитов всегда идут в сторону образования наименее диссоциированных или наименее растворимых веществ. реакции в растворах электролитов идут до конца, если в результате взаимодействия веществ происходит образование осадка, выделение газа и образование слабого электролита. При написании ионно-молекулярных уравнений реакций, слабые электролиты, малорастворимые соединения и газы записываются в молекулярной форме, а находящиеся в растворе сильные электролиты – в виде составляющих их ионов.

32. Гидролиз. Гидролиз — один из видов химических реакций, где при взаимодействии веществ с водой происходит разложение исходного вещества с образованием новых соединений. Механизм гидролиза соединений различных классов: соли, углеводы, белки, сложные эфиры, жиры и др. имеет существенные различия. Гидролиз солей - обменная реакция между ионами соли и молекулами воды, приводящая к образованию избыточного колличества H или OH, что придаёт раствору кислые или щелочные свойства. Соли:1) Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием (гидролизу не подвергается) PH = 7(примерно).2) Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием. Подвергается гидролизу по катиону. PH < 7 => среда кислая.3) Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой.4) Соли, образование слабой кислотой и слабым основанием. Полностью подвергаются гидролизу. PH = 7(примерно). 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.

33. комплексные соединения.

Комплексные соединения или координационные соединения — нейтральные молекулы или ионы, которые образуются в результате присоединения к данному иону (или атому), комплексообразователю, нейтральных молекул или других ионов, называемых лигандами. Комплексные соединения мало диссоциируют в растворе, либо вообще не диссоциировать на ионы. Комплексное соединение — химическое вещество, в состав которого входят комплексные частицы. В настоящее время строгого определения понятия «комплексная частица» нет. Обычно используется следующее определение.

Комплексная частица — сложная частица, способная к самостоятельному существованию в кристалле или растворе, образованная из других, более простых частиц, также способных к самостоятельному существованию. Комплексообразователь — центральный атом комплексной частицы. Комплексообразователь обычно положительно заряжен и в таком случае именуется в современной научной литературеметаллоцентром; заряд комплексообразователя может быть также отрицательным или равным нулю.

Лиганды — атомы или изолированные группы атомов, располагающиеся вокруг комплексообразователя. Лигандами могут быть частицы, до образования комплексного соединения представлявшие собой молекулы, анионы, а также катион водорода H⁺.

Катионные комплексы образованы в результате координации вокруг положительного иона нейтральных молекул.  Анионные комплексы: в роли комплексообразователя выступает атом с положительной степенью окисления, а лигандами являются простые или сложные анионы. Нейтральные комплексы образуются при координации молекул вокруг нейтрального атома, а также при одновременной координации вокруг положительного иона — комплексообразователя отрицательных ионов и молекул.