4Вопрос

Слабые электролиты — химические соединения, молекулы которых даже в сильно разбавленных растворах незначительно диссоциированны на ионы, которые находятся в динамическом равновесии с недиссоциированными молекулами. К слабым электролитам относится большинство органических кислот и многие органические основания в водных и неводных растворах.

Слабыми электролитами являются:

почти все органические кислоты и вода;

некоторые неорганические кислоты: HF, HClO, HClO₂, HNO₂, HCN, H₂S, HBrO, H₂CO₃, H₂SiO₃, H₂SO₃ и др.;

некоторые малорастворимые гидроксиды металлов: Fe(OH)₃, Zn(OH)₂ и др.

Вопрос 5

Закон разбавления Оствальда — соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора:

Здесь   — константа диссоциации электролита,   — концентрация,   и   — значения эквивалентной электропроводности при концентрации   и при бесконечном разбавлении соответственно. Соотношение является следствием закона действующих масс и равенства

где   — степень диссоциации.

Закон разбавления Оствальда выведен В.Оствальдом в 1888 году и им же подтвержден опытным путём. Экспериментальное установление правильности закона разбавления Оствальда имело большое значение для обоснования теории электролитической диссоциации.

Вопрос 6

Диссоциация слабых растворов – обратимый процесс, к которому применим закон действия масс:

Константу равновесия процесса диссоциации называют константой диссоциации.

Если диссоциация слабого электролита протекает по ступеням, то каждая ступень диссоциации характеризуется своей константой:

1-я ступень: 

2-я ступень: 

При этом K1>K2, а Kсум = K1·K2

Константа диссоциации не зависит от концентрации и является строгой характеристикой электролита при данной температуре. Для слабых электролитов Kдисс< 10­4.

Рассмотрим процесс диссоциации электролита НА с концентрацией с

и степенью диссоциации  :

Согласно уравнению диссоциации:

Тогда

После подстановки полученных выражений в уравнение для константы диссоциации получим:

Так как  <<1, то её величиной в знаменателе можно пренебречь:

или

Полученное соотношение является математическим выражением закона разбавления Оствальда: степень диссоциации электролита возрастает при разбавлении раствора. 

7 Вопрос

Ионное произведение воды. Водородный показатель. Согласно протолитической теории Брэнстеда и Лоури, вода не нейтральный растворитель. Ее молекула может быть донором и акцептором протонов, т.е. является амфолитом. Явление, когда молекулы одного и того же вещества одновременно выступают в качестве кислоты и основания, называются автопротолизом. Сокращенно автопротолиз воды можно записать как процесс ее диссоциации на ионы. Н2О↔Н + +ОН- 3 Применяя закон действующих масс, запишем константу диссоциации воды, значение которой можно вычислить по данным измерения электрической проводимости воды. Кд=[Н+ ]· [ОН- ]/[Н2О]=1,8·10-16 (при 22ºС) В знаменателе дроби - концентрация недиссоциированных молекул воды, которую можно считать постоянной и определить в 1 л, приняв массу 1л воды за 1000г. [Н2О]=1000/18=55,56молей, тогда Кд=([Н+ ]· [ОН- ])/55,56=1,8·10-16 Или [Н+ ]· [ОН- ]=1·10-14 моль-ион/л (ионное произведение воды или константа автопротолиза). Ионное произведение воды - произведение равновесных концентраций катионов водорода и гидроксид ионов, величина постоянная и равна 10-14 моль-ион/л. Кислотность растворов обычно выражают через концентрацию ионов Н + . В нейтральных растворах [Н+ ]=[ОН- ]=√10-14=10-7моль-ион/л. В кислых растворах [Н+ ]>10-7моль-ион/л, в щелочных [Н+ ]7.