13.Эктролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации. Константа диссоциации слабого электролита. Закон разведения Оствальда.

Электролитическая диссоциация – явление распада вещества на составляющие его ионы.

Сильные электролиты при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы независимо от их концентрации в растворе.

К сильным электролитам относятся:

- растворимые соли;

- многие неорганические кислоты: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;

- основания, образованные щелочными металлами (LiOH, NaOH, KOH и т.д.) и щелочно-земельными металлами (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).

Слабые электролиты в водных растворах лишь частично (обратимо) диссоциируют на ионы.

К слабым электролитам относятся:

- почти все органические кислоты и вода;

- некоторые неорганические кислоты: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3 и др.;

- нерастворимые гидроксиды металлов: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2 и др.

Степень диссоциации (α) – отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n) к общему числу растворенных молекул (N): α= n/N; α (%) = n * 100% / N

Теория растворов слабых электролитов (теория электролитической диссоциации Аррениуса).

Факторы, влияющие на степень диссоциации:

-природа электролита и растворителя: чем полярнее химическая связь в молекуле электролита и растворителя, тем выше значение α.

-концентрация электролита (чем выше концентрация, тем α ниже)

-температура (чем выше температура, тем выше α)

-наличие одноименных ионов.

Константа диссоциации: на практике используют показатель константы диссоциации рК = -lgKдис

Связь константы диссоциации и степенью диссоциации – закон разведения (разбавления) Оствальда:

Kдис = α² * С / 1 – α

Для слабых электролитов α стремится к нулю => Kдис = α² * С

Kдис зависит от: -природы вещества и растворителя

-температуры

14.Особенности растворов сильных электролитов. Активность, коэффициент активности. Уравнение Дебая-Хюккеля. Ионная сила растворов.

Процесс электролитической диссоциации сильного электролита, в отличие от диссоциации слабого электролита, практически необратим, и его нельзя охарактеризовать константой диссоциации. Так ионы в сильных электролитах диссоциированы практически нацело, то возрастает роль межионного взаимодействия, которое количественно характеризуется его активностью a(X) и коэффициентом активности fa.

Теория растворов сильных электролитов:

1.Сильные электролиты диссоциируют полностью.

2.При повышении концентрации число ионов в растворе увеличивается => сила взаимодействия их между собой и с растворителем – повышается, что приводит к снижению активности ионов, и создают эффект снижения их концентрации.

15.Ионное произведение воды. Водородный показатель. Определение pH водных растворов сильных и слабых кислот и оснований.

Таким образом,в чистой воде концентрация образующихся ионов составляет: [Н⁺]=[ОН^-]= =1·10^-7 моль/л. В кислой среде преобладают ионы водорода: [Н⁺]>[ОН^-], в щелочной среде преобладают гидроксильные ионы: [ОН^-]>[Н⁺].

Для количественной характеристики кислотности среды используют водородный показатель рН и гидроксильный показатель рОН (в аналитической химии значок «р» перед искомой величиной всегда означает «-lg» от этой концентрации):

рН = -lg[Н⁺] ; рОН=-lg[ОН^-]

Логарифмируя левую и правую часть уравнения, получаем:

-lg([Н⁺]·[ОН^-])= -lg10^-14 => -lg[Н⁺]+(-lg [ОН^-])= 14 => рН+рОН=14

Таким образом, сумма показателей:

рН+рОН=14