54. Коэфицент активности(f),ионная сила раствора.

Эффективная концентрация ионов – активность(а)

а=f*c

a<1 в концентрированных растворах

в разбавленных растворах

f<1 указывает на взаимодействие ионов

f указывает слабые взаимодействия.

Активность зависит от заряда иона и ионной силы раствора (I). Зная их по таблице можно найти коэффициент активности(f)

55. Электролитическая диссоциация воды, водородный показатель (pH).

Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при растворении его в полярном растворителе или при плавлении.

Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы, называются нейтральными растворами.

В кислых растворах больше концентрация ионов водорода, а в щелочных – концентрация гидроксид-ионов.

Поэтому степень кислотности и щелочности раствора можно охарактеризовать концентрацией ионов водорода:

Нейтральный [H⁺]=10^-7моль/л

Кислый [H⁺]>10^-7моль/л

Щелочной [H⁺]<10^-7моль/л

Для удобства кислотность или щелочность выражают таким способом: вместо концентрации ионов водорода указывают ее десятичный логарифм, взятый с обратным знаком.

pH и является водородным показателем.

56. Произведение растворимости.

Произведение растворимости (ПР, K_sp) — произведение концентрации ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости — величина постоянная.

При постоянной температуре в насыщенных водных растворах малорастворимых электролитов устанавливается равновесие между твердым веществом и ионами, образующими это вещество. Например, в случае для CaCO₃ это равновесие можно записать в виде:

Константа этого равновесия рассчитывается по уравнению:

В приближении идеального раствора с учетом того, что активность чистого компонента равна единице, уравнение упрощается до выражения:

Константа равновесия такого процесса называется произведением растворимости.

В общем виде, произведение растворимости для вещества с формулой A_mB_n, которое диссоциирует на m ионов Aⁿ⁺ и n ионов B^m-, рассчитывается по уравнению:

где [Aⁿ⁺] и [B^m-] — равновесные молярные концентрации ионов, образующихся при электролитической диссоциации.

Из произведений растворимости можно рассчитать концентрации катионов и анионов в растворе малорастворимогоэлектролита. Значения произведений растворимости приведены в справочниках.

57. Гидролиз солей. Степень гидролиза.

Гидролиз солей- хим.взаимодействие ионов соли с ионами Н⁺ и ОН^- воды, сопровождающиеся во многих случаях изменением реакции среды

Под степенью гидролиза подразумевается отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе. Обозначается α (или h_гидр); α = (c_гидр/c_общ)·100 % где c_гидр — число молей гидролизованной соли, c_общ — общее число молей растворённой соли. Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие.

58. Свойства кислот, оснований, солей с точки зрения теории эленктролитической диссоциации.

Для кислот характерны следующие общие свойства:

а) способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей

б) способность взаимодействовать с некоторыми металлами с выделением водорода

в)способность изменять цвета индикаторов, в частности, вызывать красную окраску лакмуса

г) кислый вкус

теория электролитической диссациации определяет кислоты как электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода.

У сильных кислот, диссоциирующий нацело, свойства кислот проявляются в большей степени, у слабых – в меньшей. Чем. Лучше кислота диссоциирует т.е чем больше константа диссоциации тем она сильнее

Водные растворы основанй обладают следующими свойствами:

А) способность взаимодействовать с кислотами с образованием солей

Б) способность изменять цвет индикаторов (у лакмуса вызывают синий цвет)

В) своеобразным мыльным кусом

с точки зрения теории электролитической диссоциации основания – это электролиты, диссоциирующие в растворах с отщеплением гидроксид-ионов.

Сила оснований ,как и сила кислот, зависит от величины константы диссоциации. Чем больше константа диссоциации данного основания, тем она сильнее.

Соли можно определить как электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют отцепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательных ионов отличных от гидроксо-ионов.

соли не обладают общими свойствами. Как правило соли хорошо диссоциируют, и тем лучше, чем меньше заряды иона, образующих соль

При растворении кислых солей в растворе образуется катионы металла

При диссоциации основных солей образуются анионы кислоты и сложные катионы, состоящие из металла и гидроксогрупп.