3. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты
Степень диссоциации– отношение числа продиссоциированных на ионы молекул к общему числу молекул в растворе.
По степени диссоциации в растворах все электролиты делятся на две группы. К первой группе относят электролиты, степень диссоциации которых в растворах α > 30 % и почти не зависит от концентрации раствора. Их называют сильными электролитами. К сильным электролитам в водных растворах относятся щелочи: КОН, NaOH, Ba(OH)2, Са(ОН)2; кислоты: HNO3, НСl, H2SO4, НClO4, а также их соли.
Электролиты, степень диссоциации которых в растворах α< 2 % и уменьшается с ростом концентрации, называют слабыми электролитами. К ним относят воду, ряд кислот: H2S, Н2СОз, HCN, H2Si03, органические кислоты, основания р-, d- и f-элементов и NH4OH.
СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы.
СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ в водных растворах лишь частично (обратимо) диссоциируют на ионы.
4. Константа диссоциации
Процесс диссоциации электролитов является равновесным и, как любой равновесный процесс, характеризуется константой равновесия, которая в этом случае называться константой диссоциации.
5. Реакции ионного обмена
Реакции ионного обмена — реакции, протекающие между ионами в растворе электролитов.
Для составления уравнений реакций ионного обмена необходимо помнить следующее:
Диссоциации не подвергаются: оксиды, газообразные вещества, вода, нерастворимые в воде соединения
Реакция ионного обмена идёт до конца если образуется:
газ
осадок
вода
7. Кислотно-основные взаимодействия в растворах
Кислотно-основное равновесие – относительное постоянствосоотношения кислота-основание внутренней среды живого организма, является составной частью гомеостаза. Внутриклеточные и внеклеточные жидкости всех живых организмов, как правило характеризуются постоянным значением рН, находящегося в интервале от 6,8 до 7,8, которое поддерживается с помощью различных буферных систем (бикарбонатная буферная система, фосфатная буферная система, белковая буферная система, гемоглобиновая буферная система.), входящих в состав тканей.
8. Амфотерность.
Амфотерность (от др.-греч. амфотеро — «двойственный», «обоюдный») — способность некоторых соединений проявлять в зависимости от условий как кислотные, так и основные свойства.
Понятие амфотерность как характеристика двойственного поведения вещества было введено в 1814 г. Ж. Гей-Люссаком и Л. Тенаром.
Амфотерными называются оксиды и гидроксиды, которые проявляют и основные и кислотные свойства в зависимости от условий.
10. Водородный показатель (рН) раствора
Водородный показатель, pH (лат. pondus Hydrogenii — «вес водорода», произносится «пэ аш») — мера активности (в сильно разбавленных растворах эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, которая количественно выражает его кислотность. Равен по модулю и противоположен по знаку десятичному логарифму активности водородных ионов, которая выражена в молях на один литр:
IV- часть