22. Константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда
- Константа диссоциации
Константа диссоциации зависит от природы диссоциирующего вещества и растворителя и не зависит от концентрации раствора.Константа диссоциации указывает на прочность молекул в данном растворе. Чем меньше константа диссоциации в данном растворителе , тем слабее диссоциирует электролит и тем,следовательно, устойчивее его молекулы.
- Закон разбавления Оствальда, выражает
зависимость степени диссоциации от
концентрации раствора.
23. Ионное произведение воды. Шкалы pH и pOh
Концентрация воды в водных растворах обычно очень велика (около 55 М), в разбавленных растворах она постоянна, поэтому принято исключать концентрацию воды и из выражения для константы равновесия водных растворов.
– константа равновесия или ионное
произведение воды
При
С
=const=1,0
Для
характеристики кислотности (щелочности)
среды введён специальный параметр –
водородный показатель, или рН. Водородным
показателем, или рН, называется взятый
с обратным знаком десятичный логарифм
активности ионов водорода в растворе
pH>7 – щелочная, pH<7 – кислая, pH=7 – нейтральная
По аналогии рН был введён показатель рОН
24. Реакции между электролитами (правило Бертолле)
Химические реакции в растворах электролитов протекают при участии ионов. Если такие реакции не сопровождаются изменением степеней окисления, они называются реакциями двойного обмена. В соответствии с правилом Бертолле: реакции обмена протекают только тогда, когда образуется малорастворимое соединение, легколетучее вещество, или малодиссоциирующее соединение. В таких случаях реакции будут практически не обратимы.
25.Гидролиз солей
Гидролиз солей – это химическое взаимодействие ионов солей с водой,приводящее к образованию более слабого электролита, чем исходная соль:
PCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl
во многих случаях сопровождающееся изменением реакционной среды:
а) сильное основание и слабая кислота – щелочная среда pH>7, свободные OH;
б) сильная кислота и слабое основание – осадок, среда кислая, pH<7;
в) слабое основание и слабая кислота – осадок, pH=7
г) сильное основание и сильная кислота – гидролиз не пойдет!
Чем слабее кислота, тем в большей степени подвергается гидролизу ее соли. Чем слабее основание, тем в большей степени подвергаются гидролизу образованные им соли.
Степень гидролиза – отношение концентрации гидролизованных молекул к исходной концентрации растворённых молекул электролита(%). β=Сгидр/С
26. Модели строения атома (Томсона, Резерфорда, Бора с постулатами)
Согласно модели Томсона:-Полож.заряд равномерно распр-ен по всему размеру атома и он нейтрализуеться элек-ми в краплеными в него. Резерфорд в 1911г. установил, что у атомов есть ядра с полож. Зарядом и вокруг них движ-ся отриц. Заряж. Электроны.Исходя из законов электродинамики должны непрерывно излучать энергию и в результате упасть на ядро. В 1913 Бор распр-ил квантовый закон Планка на планетную модель Резерфорда и дополнил её своими постулатами Поэтому модель атома Резерфорда была дополнена рядом положений, автором которых является датский физик Бор.В 1913 году Бор показал, что несовпадение с экспериментом выводов, основанных на модели Резерфорда, возникла потому, что поведение микрочастиц нельзя описывать теми же законами, что и макроскопических тел.Бор предположил, что величины характеризующие микромир, должны квантоваться, т.е. они могут принимать только определенные дискретные значения.Законы микромира - квантовые законы! Эти законы в начале 20 столетия еще не были установлены наукой. Бор сформулировал их в виде трех постулатов. дополняющих ( и "спасающих") атом Резерфорда.
Первый постулат: Атомы имеют ряд стационарных состояний соответствующих определенным значениям энергий: Е1, Е2...En. Находясь в стационарном состоянии, атом энергии не излучает, несмотря на движение электронов.
Второй постулат:В стационарном состоянии атома электроны движутся по стационарным орбитам, для которых выполняется квантовое соотношение: m·V·r = n·h/2·p (1),где m·V·r =L - момент импульса, n=1,2,3..., h-постоянная Планка.
Третий постулат:Излучение или поглощение энергии атомом происходит при переходе его из одного стационарного состояния в другое. При этом излучается или поглощается порция энергии (квант), равная разности энергий стационарных состояний, между которыми происходит переход:e = h·u = Em-En (2)