1. Теория электролитической диссоциации

1. При растворении в воде (или расплавлении) электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (подвергаются электролитической диссоциации).

2. Под действием электрического тока катионы (+) двигаются к катоду (-), а анионы (-) – к аноду (+).

3. Электролитическая диссоциация - процесс обратимый (обратная реакция называется моляризацией).

4. Степень электролитической диссоциации (a) зависит от природы электролита и растворителя, температуры и концентрации. Она показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n) к общему числу молекул, введенных в раствор Слабые электролиты

Вещества, частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.

К слабым электролитам относятся:

1) почти все органические кислоты (CH₃COOH, C₂H₅COOH и др.);

2) некоторые неорганические кислоты (H₂CO₃, H₂S и др.);

3) почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca₃(PO₄)₂; Cu(OH)₂; Al(OH)₃; NH₄OH);

4) вода.

Они плохо (или почти не проводят) электрический ток.

(N).

2. Степень диссоциации. Константа диссоциации

Концентрация ионов в растворах зависит от того, насколько полно данный электролит диссоциирует на ионы. В растворах сильных электролитов, диссоциацию которых можно считать полной, концентрацию ионов легко определить по концентрации (c) и составу молекулы электролита (стехиометрическим индексам), например:

c H2SO4 «

2c c 2H+ + SO42-

Концентрации ионов в растворах слабых электролитов качественно характеризуют степенью и константой диссоциации.

Степень диссоциации (a) - отношение числа распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу растворенных молекул (N):

a = n / N

и выражается в долях единицы или в % (a = 0,3 – условная граница деления на сильные и слабые электролиты).

Пример

Определите мольную концентрацию катионов и анионов в 0,01 М растворах KBr, NH₄OH, Ba(OH)₂, H₂SO₄ и CH₃COOH.

Степень диссоциации слабых электролитов a= 0,3.

Решение

KBr, Ba(OH)₂ и H₂SO₄ - сильные электролиты, диссоциирующие полностью (a = 1).

KBr « K⁺ + Br^-

[K⁺] = [Br^-] = 0,01 M

Ba(OH)₂ « Ba²⁺ + 2OH^-

[Ba²⁺] = 0,01 M

[OH^-] = 0,02 M

H₂SO₄ « 2H⁺ + SO₄

[H⁺] = 0,02 M

[SO₄^2-] = 0,01 M

NH₄OH и CH₃COOH – слабые электролиты (a= 0,3)

NH₄OH⁺₄ + OH^-

[NH⁺₄] = [OH^-] = 0,3 • 0,01 = 0,003 M

CH₃COOH « CH₃COO^- + H⁺

[H⁺] = [CH₃COO^-] = 0,3 • 0,01 = 0,003 M

Степень диссоциации зависит от концентрации раствора слабого электролита. При разбавлении водой степень диссоциации всегда увеличивается, т.к. увеличивается число молекул растворителя (H₂O) на одну молекулу растворенного вещества. По принципу Ле Шателье равновесие электролитической диссоциации в этом случае должно сместиться в направлении образования продуктов, т.е. гидратированных ионов.

Степень электролитической диссоциации зависит от температуры раствора. Обычно при увеличении температуры степень диссоциации растет, т.к. активируются связи в молекулах, они становятся более подвижными и легче ионизируются. Концентрацию ионов в растворе слабого электролита можно рассчитать, зная степень диссоциации aи исходную концентрацию вещества cв растворе.

Пример

Определите концентрацию недиссоциированных молекул и ионов в 0,1 М раствора NH₄OH, если степень диссоциации равна 0,01.

Решение

Концентрации молекул NH₄OH, которые к моменту равновесия распадутся на ионы, будет равна ac. Концентрация ионов NH₄^- и OH^- - будет равна концентрации продиссоциированных молекул и равна ac (в соответствии с уравнением электролитической диссоциации)

NH4OH	«	NH4+	+	OH-
c - ac		ac		ac

[N⁺H₄] = [OH]^- = ac = 0,01 • 0,1 = 0,001 моль/л

[NH₄OH] = c - ac = 0,1 – 0,001 = 0,099 моль/л

Константа диссоциации (K_D) - отношение произведения равновесных концентраций ионов в степени соответствующих стехиометрических коэффициентов к концентрации недиссоциированных молекул.

Она является константой равновесия процесса электролитической диссоциации; характеризует способность вещества распадаться на ионы: чем выше K_D, тем больше концентрация ионов в растворе.

Диссоциации слабых многоосновных кислот или многокислотных оснований протекают по ступеням, соответственно для каждой ступени существует своя константа диссоциации:

Первая ступень:

H₃PO₄ « H⁺ + H₂PO₄^-

KD₁ = ([H⁺][H₂PO₄^-]) / [H₃PO₄] = 7,1 • 10^-3

Вторая ступень:

H₂PO₄^- « H⁺ + HPO₄^2-

KD₂ = ([H⁺][HPO₄^2-]) / [H₂PO₄^-] = 6,2 • 10^-8

Третья ступень:

HPO₄^2- « H⁺ + PO₄^3-

KD₃ = ([H⁺][PO₄^3-]) / [HPO₄^2-] = 5,0 • 10^-13

KD₁ > KD₂ > KD₃

Пример

Получите уравнение, связывающее степень электролитической диссоциации слабого электролита (a) с константой диссоциации (закон разбавления Оствальда) для слабой одноосновной кислоты НА.

HA « H⁺ + A⁺

K_D = ([H⁺][A^-]) / [HA]

Если общую концентрацию слабого электролита обозначить c, то равновесные концентрации Н⁺ и A^- равны ac, а концентрация недиссоциированных молекул НА - (c - ac) = c (1 - a)

K_D = (a • c • ac) / c(1 - a) = a²c / (1 - a)

В случае очень слабых электролитов (a £ 0,01)

K_D = c • a² или a = \é(K_D / c)

Пример

Вычислите степень диссоциации уксусной кислоты и концентрацию ионов H⁺ в 0,1 M растворе, если K_D(CH₃COOH) = 1,85 • 10^-5

Решение

Воспользуемся законом разбавления Оствальда

\é(K_D / c) = \é((1,85 • 10^-5) / 0,1)) = 0,0136 или a = 1,36%

[H⁺] = a • c = 0,0136 • 0,1 моль/л

5 билет.

Изото́пы — разновидности атомов (и ядер) какого-либо химического элемента, которые имеют одинаковый атомный номер, но при этом разные массовые числа. Название связано с тем, что все изотопы одного атома помещаются в одно и то же место (в одну клетку) таблицы Менделеева.

Изоба́ры— нуклиды разных элементов, имеющие одинаковое массовое число; например, изобарами являются ⁴⁰Ar, ⁴⁰K, ⁴⁰Ca. Хотя массовое число (т. е. число нуклонов) A = N + Z в ядрах-изобарах одинаково, числа протонов Z и нейтронов N различаются

8 билет

Экзотермическая реакция — химическая реакция, сопровождающаяся выделением теплоты. Противоположна эндотермической реакции.

С другой стороны, изменение энтальпии ΔH в химической реакции гораздо легче измерить или сосчитать. Для этих целей используют калориметры. Измеренное значение ΔH соотносится с энергией связи молекул следующим образом:ΔH = энергия, потраченная на разрыв связей (Энергия разрыва химической связи)— энергия, выделенная при образовании связей продуктов реакции.

Для экзотермических реакций эта формула даёт отрицательное значение для ΔH, так как большее значение вычитается из меньшего значения. При сгорании водорода, например:

2H₂ + O₂ → 2 H₂O

изменение энтальпии равно ΔH = −483.6 кДж на один моль O₂.

Примеры:

• Горение топлива в кислороде воздуха.

• Горение пороха.

• Добавление концентрированной серной кислоты в воду.

• Окисление жиров и углеводов в живых организмах.

• Адиабатическое горение

Эндотерми́ческие реа́кции (от др.-греч. ἔνδον — внутри и θέρμη — тепло) — химические реакции, сопровождающиеся поглощением теплоты. Для эндотермических реакций изменение энтальпии и внутренней энергии имеют положительные значения (, ), таким образом, продукты реакции содержат больше энергии, чем исходные компоненты.

К эндотермическим реакциям относятся:

• реакции восстановления металлов из оксидов,

• электролиза (поглощается электрическая энергия),

• электролитической диссоциации (например, растворение солей в воде),

• ионизации,

• фотосинтеза.

Энтальпи́я, также тепловая функция и теплосодержание — термодинамический потенциал, характеризующий состояние системы в термодинамическом равновесии при выборе в качестве независимых переменных давления, энтропии и числа частиц.

Проще говоря, энтальпия — это та энергия, которая доступна для преобразования в теплоту при определенных температуре и давлении.