9 И 10. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Ионная сила раствора

Сильный электролит: α=1, α=(С_продис/С_нач)*100%. К сильным электролитам относят сильные кислоты и т.д.

Степень диссоциации зависит от концентрации электролитов, от температуры, от природы самого электролита(растворителя).

Кажущиеся степень диссоциации- величина, определенная по электропроводности или его коллеготивным св-вом для сильных электролитов. Слабые электролиты: α<1

Коэфициент активности зависит от ионной силы р-ра, которая характеризует напряженность электр. поля в р-ре. Ионная сила:

Электролитическая диссоциация слабых электролитов:

Активность: а=С*ϒ

11. Ионное произведение воды

=55,6 моль/л

Т.к. диссоциация воды очень маленькая, то =const

K_w- const ионного произведения воды.

В чистой воде

12. Принцип Ле-Шателье. Влияние одноименных ионов на равновесие диссоциации слабых электролитов

Принцип Ле-Шателье: Если на систему находящуюся в состоянии хим. равновесия оказывается какое-либо внешнее воздействие, то равновесие в результате протекания сместится таким образом, чтобы оказанное воздействие уменьшить.

Р авновесие нарушается при изменении концентрации одного из участвующих в этом равновесии ионов: при ее увеличении происходит процесс, входе которого эти ионы связываются. Например, если в р-р уксусной к-ты, диссоциирующей согласно уравнению

ввести какую-либо соль этой кислоты и тем самым увеличить концентрацию ионов , то в соответствии с принципом Ле-Шателье, равновесие смещается влево, т.е. степень диссоциации уксусной кислоты уменьшается. Вывод: Введение в р-р слабого электролита одноименных ионов уменьшает степень диссоциации этого электролита.

13.Расчёт концентраций ионов водорода и рН в растворах слабых кислот и оснований.

Слабая кислота диссоциирует согласно следующему уравнению:

Для точных расчетов в слабых кислотах:

Аналогично для точных расчетов в слабых основаниях:

В водном растворе слабой кислоты устанавливается равновесие: HF + H₂O D F^– + H₃O⁺,в котором участвуют две кислотно-основные пары: HF/F^– и H₃O⁺/H₂O. Сила кислоты HF количественно характеризуется ее константой кислотности К_А:

Ч ем больше численное значение константы кислотности, тем сильнее данная кислота и слабее сопряженное с ней основание. В общем случае константа кислотности может быть записана следующим образом:

где [A] и [B] - равновесные концентрации кислоты и сопряженного с ней основания.

Наиболее важной химической характеристикой водного раствора является его водородный показатель pH = - lg [H₃O⁺].

Е сли в водном растворе присутствует только рассматриваемая кислота A и ее сопряженное основание B, то, учитывая, что в состоянии равновесия [B]=[H₃O⁺], а также приняв, что равновесная концентрация [A] в первом приближении равна исходной концентрации этой кислоты, то есть [A] » C_A, имеем

П рологарифмируем это равенство и произведем алгебраические преобразования:

К огда имеем раствор основания B, то в нем устанавливается равновесие: B + H₂O D A + OH^––, характеризующееся константой основности

Чем больше численное значение константы основности, тем это основание сильнее и тем слабее сопряженная с ним кислота. В справочной литературе обычно приводятся только константы кислотности, но поскольку для любой сопряженной кислотно-основной пары произведение константы кислотности на константу основности есть величина постоянная, равная ионному произведению воды то соотношение можно записать следующим образом:

С учетом того, что [A] = [OH^–], а [B] » C_B, имеем:

Откуда

П рологарифмировав это выражение и произведя соответствующие преобразования, получим:

Д ля расчета рН раствора слабой кислоты или слабого основания можно вывести и другое выражение, в которое не входит исходная концентрация С растворенного вещества. Для этого следует прологарифмировать выражение (4) и выразить рН раствора следующим образом:

Данное уравнение выведено, исходя из выражения константы кислотности (1), однако оно пригодно и для вычисления рН раствора основания В, сопряженного с кислотой А, в чем Вы можете убедиться, выведя его из выражения константы основности (6). В дальнейшем будем пользоваться только константами кислотности (К) и их показателями (рК).