5) Гидратация ионов.

Ион, окруженный гидратной оболочкой, называют гидратированным.

Гидратация ионов – основная причина распада электролита на ионы.

Ионы в растворе беспорядочно перемещаются в разных направлениях. Но при пропускании через раствор электрического тока они приобретают направленное движение.

Гидратация иона

При растворении солей в воде образуются гидратированные ионы. Образование гидратированных ионов приводит к стабилизации ионов в растворах воды. Каждый отрицательный ион притягивает положительные концы нескольких ближайших молекул воды и стремится удержать их около себя.

Положительные ионы, которые обычно меньше анионов, притягивают воду еще сильнее; каждый катион притягивает отрицательные концы молекул воды и прочно связывает несколько молекул, удерживая их около себя; при этом образуется гидрат, кото рый может быть весьма устойчивым, особенно в случае катионов, несу щих двойной или тройной положительный заряд.

Число молекул воды, присоединенных к данному катиону, его лигандность, определяется размерами катиона. Лигандность атома равна числу атомов, связанных с ним или находящихся с ним в контакте. Лигандность также называется координационным числом.

В воде небольшой катион Ве2+ образует тетрагидрат Be(OH2)42+. Несколько большие ионы, например Mg2+ или Аl3+, образуют гексагидраты Mg(OH2)62+, Аl(ОН2)63+

6) Степень диссоц.Слабого электролита.

Количественная характеристика диссоциации электролитов называется степенью диссоциации (обозначение α); для веществ-электролитов всегда больше нуля (α = 0 в случае неэлектролитов). Степень диссоциации может выражаться как в долях от 1, так и в процентах.

Для слабых электролитов степень диссоциации (отношение молярной концентрации продиссоциировавшего вещества cд к общей концентрации вещества cB в растворе):

α = cд / cB

всегда меньше единицы, но больше нуля (0 < α < 1).

В случае слабых кислот состава HnA степень диссоциации по каждой следующей ступени резко уменьшается по сравнению с предыдущей:

H3PO4 H+ + H2PO4− (α = 23,5%)

H2PO4− H+ + HPO42− (α = 3 · 10−4%)

HPO42− H+ + PO43− (α = 2 · 10−9%)

Причина этого состоит в том, что в соответствии с принципом Ле-Шателье происходит смещение химического равновесия в каждой последующей стадии диссоциации под действием катионов водорода, образовавшихся в результате диссоциации в каждой предыдущей стадии.

степень диссоциации α зависит от природы и концентрации электролита, а также от температуры раствора. Так, α растет при нагревании (поскольку диссоциации - процесс эндотермический, нагревание смещает равновесие вправо, в сторону продуктов диссоциации). При уменьшении концентрации вещества в растворе (то есть при разбавлении) степень диссоциации также увеличивается.

В разбавленных растворах сильных кислот HnA их гидроанионы Hn-1A не существуют. Например, в случае серной кислоты:

H2SO4 = H+ + [HSO4−] (α1 → 1)

[HSO4−] = H+ + SO42− (α2 → 1)

H2SO4(разб.) = 2H+ + SO42−

7)ЗАкон разбавление освальда.

Закон 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

где α — степень диссоциации.

Закон разбавления Оствальда выведен В.Оствальдом в 1888 и им же подтвержден опытным путём. Экспериментальное установление правильности закона разбавления Оствальда имело большое значение для обоснования теории электролитической диссоциации.

8) ОТКЛОНЕНИЕ

9)

10) ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ 11) УДЕЛЬНАЯ И ЭКВИВ,

Удельной электропроводностью называется электропроводность раствора, заключенного между электродами с поперечным сечением в 1см2 и находящимися на расстоянии 1 см друг от друга. Удельная электропроводность χ (каппа) равна величине, обратной удельному сопротивлению , т.е. сопротивлению 1см3 проводника:

[ом-1 см-1 ]

Удельную электропроводность исследуемого раствора вычисляют по уравнению:

Поскольку в растворах электролитов электричество переносится ионами, то удельная электропроводность зависит от концентрации и заряда ионов, скоростей их движения в электрическом поле и температуры.

Для сильных электролитов удельная электропроводность тем выше, чем больше концентрация ионов и чем больше их абсолютные скорости движения.

Удельная электропроводность слабых электролитов с повышением концентрации растет незначительно. Несмотря на общее повышение концентрации электролита концентрация ионов в растворе повышается мало, вследствие уменьшения степени диссоциации. Поэтому с повышением концентрации слабого электролита удельная электропроводность раствора медленно возрастает, достигает максимума, а затем уменьшается.

Эквивалентной электропроводностью называется электропро-водность раствора, заключенного между электродами, находящимися на расстоянии 1 см друг от друга и с такой большой поверхностью, что между электродами помещается раствор, содержащий 1 г-экв растворенного вещества.

[ом-1•см2/2 – экв]

где С – концентрация раствора в г-экв/л.

Для сильных электролитов увеличение эквивалентной электропроводности с разбавлением связано с уменьшением межионного взаимодействия, для слабых электролитов оно связано в основном с увеличением степени диссоциации.

Эквивалентная электропроводность при бесконечном разбавлении как для сильных, так и для слабых электролитов может быть вычислена с помощью закона Кольрауша.