35. Степень и константа диссоциации слабого электролита. Закон разбавления Оствальда. Ступенчатая диссоциация электролита. Влияние общих ионов на диссоциацию слабых электролитов.

Степенью диссоциации (альфа) электролита называется доля его молекул, подвергщихся диссоциации.

Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая показывает склонность большого объекта диссоциировать (разделяться) обратимым образом на маленькие объекты, как например когда комплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль разделяется в водном растворе на ионы.

закон разбавления Освальда: K=Cм/(1-α)

Многоосновные кислоты, а также основания двух- и более валентных металлов диссоциируют ступенчато. В растворах этих веществ устанавливаются сложные равновесия, в которых участвуют ионы различного заряда.

          Первое равновесие – диссоциация по первой ступени – характеризуется константой диссоциации, обозначаемой К₁, а второе - диссоциация по второй ступени – константой диссоциации К₂. Величины К, К₁ и К₂ связаны друг с другом соотношением: К= К₁К₂

          При ступенчатой диссоциации веществ распад по последующей ступени всегда происходит в меньшей степени, чем по предыдущей. Соблюдается неравенство: К₁>К₂>К₃ …

          Это объясняется тем, что энергия, которую нужно затратить для отрыва иона, минимальна при отрыве его от нейтральной молекулы и становится больше при диссоциации по каждой следующей ступени.

Влияние общего иона на диссоциацию слабого электролита: добавление общего иона уменьшает диссоциацию слабого электролита. 

36. Самоионизация воды. Ионное произведение воды. Водородный (pH) и гидроксильный (pOH) показатели, их взаимосвязь в воде и водных растворах электролитов. Понятие об индикаторах и буферных растворах электролитов. Понятие об индикаторах и буферных растворах.

Для жидкой воды характерна самоионизация. Молекулы ее взаимно влияют друг на друга. Тепловое движение частиц вызывает ослабление и гетеролитический разрыв связей О - Н в отдельных молекулах воды.

Ионное произведение воды – произведение концентраций [Н⁺] и [OH¯] – есть величина постоянная при постоянной температуре и равная 10^-14 при 22°C.

Ионное произведение воды увеличивается с увеличением температуры.

Водородный показатель рН – отрицательный логарифм концентрации ионов водорода: рН = – lg[H⁺]. Аналогично: pOH = – lg[OH¯]. Логарифмирование ионного произведения воды дает: рН + рOH = 14. Величина рН характеризует реакцию среды. Если рН = 7, то [Н⁺] = [OH¯] – нейтральная среда.

Если рН < 7, то [Н⁺] > [OH¯] – кислотная среда. Если рН > 7, то [Н⁺] < [OH¯] – щелочная среда.

Буферные растворы – растворы, имеющие определенную концентрацию ионов водорода. рН этих растворов не меняется при разбавлении и мало меняется при добавлении небольших количеств кислот и щелочей.

Значение pH раствора определяют с помощью универсального индикатора.

Универсальный индикатор – это смесь нескольких индикаторов, изменяющих окраску в широком интервале значений pH.

37. Растворимость малорастворимых твердых электролитов в воде. Произведение растворимости (пр). Влияние общих ионов на растворимость. Амфотерные гидроксиды и оксиды.

Растворимость малорастворимого вещества s может быть выражена в молях на литр. В зависимости от величины s вещества могут быть разделены на малорастворимые – s < 10^-4 моль/л, среднерастворимые – 10^-4 моль/л ≤ s ≤ 10^-2 моль/л и хорошо растворимые s >10^-2 моль/л.

Растворимость соединений связана с их произведением растворимости.

Произведение растворимости (ПР, K_sp) — произведение концентрации ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости — величина постоянная.

При введении в насыщ. р-р малорастворимого электролита с общим ионом растворимость понижается.

Амфоте́рные гидрокси́ды — химические вещества, которые в кислой среде ведут себя как основания, а в щелочной — как кислоты.

Амфотерные гидроксиды практически нерастворимы в воде, наиболее удобный способ их получения - осаждение из водного раствора с помощью слабого основания - гидрата аммиака: Al(NO₃)₃ + 3(NH₃ · H₂O) = Al(OH)₃↓ + 3NH₄NO₃ (20 °C) Al(NO₃)₃ + 3(NH₃ · H₂O) = AlO(OH)↓ + 3NH₄NO₃ + H₂O (80 °C)

Амфотерные оксиды — солеобразующие оксиды, проявляющие в зависимости от условий либо осно́вные, либо кислотные свойства (то есть

проявляющие амфотерность). Образуются переходными металлами. Металлы в амфотерных оксидах обычно проявляют валентность II,III,IV.