34. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой.

Если поляризующая активность аниона превосходит поляризующее действие катиона, имеет место гидролиз по аниону. Соли в этом случае образованы сильным основанием и слабой кислотой:

Например, гидролиз соли К₂СО₃:

I ступень

К₂СО₃ + Н₂О  КНСО_з + КОН

или сокращенное ионно-молекулярное уравнение

СО₃^2- + Н₂О  НСО₃^- + ОН^-

II ступень

КНСО₃ + Н₂О  Н₂СО₃ + КОН

или сокращенное ионно-молекулярное уравнение

НСОз + Н₂О  Н₂СО₃ + ОН^-

Ясно, что гидролиз по аниону приводит к появлению избытка ионов ОН^-, т.е. раствор становится щелочным (рН > 7).

35. Осмос. Осмотическое давление.

О́смос— процесс односторонней диффузии, возникающая при наличии полупроницаемой перегородки, которая пропускает через себя молекулы растворителя, на не пропускает молекулы растворенного вещества.

Осмотическое давление – внутреннее давление растворенного вещества, численно равное тому внешнему давлению, которое нужно приложить, чтобы прекратить осмос; оно зависит от температуры и концентрации, но не зависит ни от природы растворенного вещества, ни от природы растворителя. Эту зависимость Вант Гофф уподобил поведению идеального газа (1886):

,

где P – осмотичекое давление раствора, кПа; с – его молярная концентрация (молярность), моль/л; R – универсальная газовая постоянная, 8.314 Дж/(моль∙К); Т – абсолютная температура раствора, К.

Это уравнение позволяет по величине осмотического давления определить молярную массу (а значит, и относительную молекулярную массу), растворенного вещества:

,

где m – масса растворенного вещества, кг; V – объем раствора, л; M – молярная масса, кг/моль.

36. Сильные электролиты.

Сильные электролиты – вещества, которые в растворе практически полностью диссоциированы на ионы.

К сильным электролитам относятся:

1. почти все соли;

2. многие минеральные кислоты, например H₂SO₄, HNO₃, HCl, HB_r, HI, HMnO₄, HClO₃, HClO₄;

3. основания щелочных и щелочно-земельных металлов.

Диссоциация сильного электролита, например NaCl, обычно изображается уравнением

NaCl  Na⁺ + Cl^-

В кристалле хлорида натрия отсутствуют молекулы NaCl. При растворении кристаллическая структура разрушается, гидратированных ионы переходят в раствор. Молекулы в растворе также отсутствуют. Поэтому о недиссоциированных молекулах в растворах сильных электролитов можно говорить лишь условно. Их скорее можно представлять как ионные пары: (Na⁺Cl^-), т.е. находящиеся близко друг около друга противоположно заряженные ионы (сблизившиеся до расстояния, равного сумме радиусов ионов). Это якобы недиссоциированные молекулы или, как их называют, квазимолекулы. Тогда уравнение реакции следовало бы записать так:

Na⁺Cl^- (тв.) Na⁺ (водн.) + Cl^-(водн.)

Под символом (Na⁺Cl^-) понимая ионную пару (квазимолекулу). Концентрация квазимолекул в растворе всегда очень мала, а концентрация ионов велика.

Увеличение числа частиц в сильном электролите приводит к их взаимодействию. Подвижность ионов в сильных электролитах затруднена, и это проявляется в кажущимся уменьшении его концентрации. Это учитывают заменяя истинную концентрацию электролита на его активность, которая характеризуется кажущейся концентрацией ионов:

,

φ – коэффициент активности (Дебая); показывает на сколько реальное поведение частиц в растворе отличается от идеального (увеличивается с разбавлением раствора и с повышением температуры).