24)Водные растворы электролитов. Особенности растворов кислот, солей, оснований. Теория электролитической диссоциации.

Ответ: Однако имеются вещества растворы которых не подчиняются законом Рауля и Вант-Гоффа. Это кислоты, основания и соли, их особенности: 1)они проводят электрический ток только будучи растворителем или расплавленными, поэтому их называют электролитами. 2)для их раствора: всегда больше чем это овтечает концентратору раствора (для не электролитов). Для того, чтобы распространить законы Рауля и Вант-Гоффа на рост этих веществ Вант-Гофф ввёл поправочный коэффициент I (изотонический коэффициент или коэффициент Вант-Гоффа).

Основы теории электролитической диссоциации: Без водной соли кислота, основание – электрический ток не проводят. Почти не проводит ток и чистая вода. Очевидно, что при растворении в воде подобные вещества подвергаются каким-то изменениям, которые обуславливают электропроводность полученного раствора. Аррениус в 1887г. Придумал теории электролитической диссоциации: Молекулы электролита в воде или других полярных растворителях распадаются, диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные ионы, это явление он назвал электролитической диссоциацией. Положительно заряженные ионы – катионы: K⁺ (H⁺; Na⁺…). Отрицательно заряженные ионы – анионы A^- (OH^-; Cl^-…). Растворы и расплавленные электролиты относительно к проводникам второго рода, электролиты которые обуславливают наличие: K⁺, A^-. Однако теории Аррениуса исключает: возможность химического взаимодействия ионов с молекулами раствора, поэтому она не могла объяснить причину диссоциации, её движущую силу. Теория Аррениуса противоречит химической теории Менделеева в основе которой лежало представление, только о химическом взаимодействии молекулярных растворителей вещества с молекулярным раствором. Это кажущееся противоречие преодолел И.А. Каблуков который выдвинул теорию сольватации ионов. Сольватация – это взаимодействие ионов электрически с полярными молекулами электролита. (Если растворитель вода то процесс называется – гидротацией). I – показывает во сколько раз увеличивается число частиц в растворе в результате происхождения полной или неполной ионизации вещества.

25)Степень диссоциации. Виды электролитов. Константа диссоциации слабых электролитов.

Ответ: Одни электролиты в воде диссоциируются полностью, а другие частично и раствор устанавливает равновесие между ионами и недоссициируемыми молекулами. Показателем полной диссоциации является степень диссоциации : зависит от природы электролиты от концентрации и температуры (чем меньше концентрация и температура, тем больше). По величине электролиты делятся на сильные и слабые. А)Сильные электролиты: 1 раствор диссоциируется на ионы полностью. К ним относятся почти все соли, сильные кислоты, сильные основания – гидрооксиды, щелочные металлы (NaOH, Ca(OH)₂. Процесс диссоциации этих электролитов не обратим: HCl->H+Cl. Б)Слабые электролиты: В водном растворе диссоциируются лишь частично <1 (100%) и в растворе устанавливается равновесие между ионами и недиссоциируемыми молекулами. 1)органические кислоты, 2)слабые неогранические кислоты, 3)слабые и мало растворённые в воде основании (NH₄OH), 4)мало растворённые в воде соли, 5)вода. Процесс диссоциации электролита обратим: Между степенью диссоциации и коэффициентом “I” – существует соотношение: , где: n – число электролитов.

Константа диссоциации слабых электролитов (Кд): К равновесию которое устанавливает раствор слабого электролита между молекулами и ионами можно применить законы химического равновесия и записать выражение для константы, равновесия, которая называется константой диссоциации (Кд): Кд – зависит от природы электролита и растворителя температуры, но не зависит от концентрации, чем больше (Кд) тем легче электролит диссоциируется между и кд существует соотношением: Многооснование кислоты и основание двух валентных металлов диссоциации ступенчато: H₂CO₃