4.Сформул-те основ.Полож.Теории эл.Дис.Аррениуса.Константа дис.,степ.Дис. Наз-те осн.Причины,вызыв.Дис. Растворенных в-в на ионы в р-ре.От каких факторов зависит α?

Осн.пол:1)мол-лы солей,осн-й и кислот при раств-и диссоц-ют на ионы.Согласно теории, ионы в р-ре ведут себя подобно идеальным газам,т.е. не взаим-т м/у собой;2)эл-ты полностью распад-ся на ионы при бесконеч.разведении,тогда как при какой-то конц.С дис-я эл-та на ионы хар-ся степ.дис-и; 3)К пр-су электролитич.дис-и применим з-н дейст.масс. Т.А.оказалась справед.только для разб.р-ров слаб.эл-тов.В этом случае можно пренебречь вз-ем м/у ионами, α<1.

Конастанта дис-и-отн-е числа ионов,на к-ые распалось исх.в-во, к числу недиссоц-ших молекул. –отн-е произв-я равнов-х конц-ий ионов в степени соотв-х стехиом.коэф-ов к конц-и недиссоц.молекул.

Кд=[К+]*[А-]/[КА]

Кhcn=[H+]*[CN-]/[HCN]

Степ.диссоц-и-отн-е числа продиссоц-х молекул в общему числу молекул.

α=n/N,n-число мол-л, расп.на ионы;N-общее число молекул. Ст.диссоц.зависит от природы электролита и растворителя, темп-ра и конц-ии.

В р-рах ионы конц-ют вокруг себя мол-лы растворителя-сальватация.В вод.р-рах-гидратация.Если энергия м/у ионами и молекулами раств-ля больше,чем энергия взаим-я м/у атомами в крист.решетке, то эл-т в дан.раств-ле будет распадаться на ионы-диссоциировать.(обр.пр-с – ассоциация)

5.Сильные и слабые электролиты.Колич-ые хар-ки дис-ции. Α,Кд. Зав-ть этих величин от природы раств-ля, конц, темп.

Сил.эл-ты-полн-ю распад-ся на ионы α=1.

Слаб.эл-ты –частично.0<α<1.

Конастанта дис-и-отн-е числа ионов,на к-ые распалось исх.в-во, к числу недиссоц-ших молекул. –отн-е произв-я равнов-х конц-ий ионов в степени соотв-х стехиом.коэф-ов к конц-и недиссоц.молекул.

Кд=[К+]*[А-]/[КА]

Кhcn=[H+]*[CN-]/[HCN]

Степ.диссоц-и-отн-е числа продиссоц-х молекул в общему числу молекул.

α=n/N,n-число мол-л, расп.на ионы;N-общее число молекул.

Завис-ть ст.д. от природы:1)чем полярнее хим.связь в мол-ле эл-та и р-ля,тем сильнее выражен пр-сс дис-ции эл-та на ионы и тем выше значение α;2)с ум.конц.эл-та(т.е.при разб.его водой)α всегда ув;3)α возр.при возр.t

Зав-ть Кд от температуры часто бывает немонотонной. Во многих случаях с ростом температуры константы диссоциации сначала возрастают, а затем уменьшаются.От конц.не зависит.

6.Проводники эл.Тока I и iIрода.Уд.Моляр.И эквив.Электрич.Проводимости,связь м/у ними. Зав-ть уд.И моляр. Электрич.Проводимостей от конц-и.

Проводниками эл. тока I рода явл металлы, уголь и разные сплавы, в к-х перенос зарядов осущ-ся только за счет движения электронов, не вызывая никаких изм-ий в структуре самого проводника. В проводниках II рода заряд переносится различными частицами (н-р ,ионами),изменяя структуру проводника. Проводники II рода называются электролитами.

Осн мерой способности эл-тов проводить эл. ток является электрическая проводимость. K= 1/R =[ 1/Ом ]=[См] .

Для проводников I рода R=ρ*l/S . Отсюда K= 1/R = S/(ρ*l) =γ*S/l , где γ — удельная электрическая проводимость — эл. проводимость объема р-ра, заключ-о м/у двумя параллельными электродами площадью 1 м2 каждый, расположенные на расстоянии 1м друг от друга. Молярная эл. проводимость λm – эл. проводимость раствора, распол-го м/у двумя электродами, располож-ми на расстоянии 1м друг от друга, причем площадь каждого электрода такова, что между ними находится 1 моль растворенного вва. Эквивалентная эл. проводимость λэкв – эл. проводимость раствора, расположенного между двумя электродами, расположенными на расстоянии 1м друг от друга, причем площадь каждого электрода такова, что между ними находится 1 г-экв растворенного вещества.

λm= γ/C =γ*V , C – молярная концентрация [моль/м3 ], V – разведение, V = 1/C.

γ = 1/ρ ,[ 1/(Ом*м)],λm=[ м2/(Ом*моль)]

λэкв= λm*f , где f – фактор эквивалентности, выраженный в целых числах. Зависимость удельной эл. проводимости от концентрации:

1 -HCl

2-KOH

3-KCl

4-LiCl

5-CH3-

COOH

Сначала при повышении конц.уд.эл. проводимость растет почти прямо пропорционально конц, т. к. повышается кол-во переносчиков заряда. При достижении определенной точки она начинает падать из-за двух факторов: 1) электрофоретическое торможение; 2) релаксационное торможение. В слабых электролитах она падает при уменьшении степень диссоциации вследствие роста концентрации. Зависимость молярной эл. проводимости от концентрации:

λ∞ предел. электр. проводимость при бесконечном разведении. В слабых электролитах λ сразу падает, т. к. при ∞ разведении α=1, а потом уменьшается.

7.Вывод з-на развед.Ост.для слаб.эл-та,мол-лы к-го диссоциируют в разбав.водном р-ре на 2 иона.Константа эл-ой дис-ции.Записать получ.ур-е с исп-ем величины молярной электропроводности.

Kд= α2*C/(1−α); α= λ/λ∞; Kд= ((λ^2/λ0^2)*C)/(1− λ/λ0) = (λ^2/λ0^2)*C*(λ0/(λ0−λ) = (λ^2*C)/(λ0^2−λ0*λ);

λ^2*C=Kд*λ0^2−Кд*λ0*λ;

λ^2*C+Кд*λ0*λ−Kд*λ0^2=0;

λ= −Кд*λ0+√(Кд^2*λ0^2+4*Кд*C *λ0^2)/2*Кд =−λ0+ λ0/2*√(1+ 4*C/Kд)

8.Измерение электролитической проводимости как метод исследования термодинамических свойств растворов электролитов и ионных равновесий. Определение степени и константы диссоциации слабых электролитов.

9.Измерение электролитической проводимости как метод определения термодинамических свойств растворов слабых электролитов ( , и электролитической диссоциации).

10.Измерение электролитической проводимости как метод исследования термодинамических свойств растворов электролитов. Определение растворимости малорастворимых соединений.

Растворимость – концентрация компонента в насыщенном растворе.

Растворимость вещества можно выразить из уравнения ПР:

где γ _± = −A ∣z₊ z_-∣ √I . Поскольку ионная сила зависит от всех ионов, входящих в раствор, то при добавлении хорошо растворимого вещества, ионная сила сильно увеличится, вследствие чего увеличится среднеионный коэффициент активности, а растворимость уменьшится. Правило ионной силы Льюиса-Рендела: в разбавленном растворе среднеионный коэффициент активности зависит только от ионной силы раствора и не зависит от конкретного вида других ионов, находящихся в растворе. Правило справедливо при концентрациях 0,01-0,02 моль/кг, приближенно — до 0,02 моль/кг.

11.Изм-е эл.пр-ти как метод исслед.тд.св.р-ров эл-тов и ионных равновесий.

Кондуктометр.титрование.

Метод титрования, при котором точку эквивалентности фиксируют по резкому изм-ю электропроводности исследуемого раствора, наз.кондуктометрическим. Электропроводность раствора зависит от природы эл-та, его конц-ии в р-ре, природы растворителя и концентрации. Поскольку уд. электр-ть разбав.рров пропорциональна концентрации эл-та, можно, измеряя электропроводность, определить конц-цию. Практич. применение этого метода ограничено тем, что электропроводность р-ра определяется суммарной концентрацией всех ионов, находящихся в растворе. Кондук.титр.имеет большое значение при анализе окрашенных и мутных растворов. Условием применимости этого метода является существенное изм-е электропроводности в момент достижения точки эквивалентности. При титровании анализируемого в-ва стандартным р-ром титранта в случае образования нерастворимого или малодиссоциированного соединения электропроводность р-ра снижается вследствие уменьшения кол-ва ионов в рре. Наименьшее кол-во ионов, а значит и наименьшая электропроводность раствора будут в точке эквив-ти. После достижения этой точки электропроводность снова начнет возрастать вследствие избытка титранта-электролита. График титрования электропроводность - объем титранта обычно имеет вид ломаной линии, где точки перегиба (излома) соответствуют точкам эквивалентности. Форма кривой титрования зависит от природы реагирующих и образующихся веществ.