- •Теория Электролитической диссоциации
- •Сильные и слабые электролиты
- •1. Теория растворов слабых электролитов.
- •2. Теория растворов сильных электролитов.
- •Кислоты и основания
- •1. Теория Аррениуса.
- •2. Теория Бренстеда и Лоури.
- •3. Теория Льюиса.
- •Эталоны решения задач
- •В зависимости от условий ион hco3– может как отдавать протоны:
- •Таким образом, в первом случае ион hco3 является кислотой, во втором основанием, т. Е. Является амфолитом.
- •Вопросы для самоконтроля
- •Варианты задач для самостоятельного решения
- •Шкала значений pH
- •Расчет значений рН и рОн в разбавленных растворах сильных и слабых кислот и оснований
- •Кислотно-основное равновесие биологических жидкостей
- •Эталоны решения задач
- •Вопросы для самоконтроля
- •Варианты задач для самостоятельного решения
- •Гидролиз солей
- •Количественные характеристики гидролиза
- •Усиление и подавление гидролиза
- •Значения рН растворов гидролизующихся солей
- •Эталоны решения задач
- •Вопросы для самоконтроля
- •Варианты задач для самостоятельного решения Вариант №1
- •Вариант №2
- •Вариант №3
- •Вариант №4
- •Вариант №5
- •Вариант №6
- •Вариант №7
- •Вариант №8
- •Вариант №9
- •Вариант №10
- •Вариант №11
- •Вариант №12
- •Вариант №13
- •Вариант №14
- •Вариант №15
- •Вариант №16
- •Вариант №17
- •Вариант №18
- •Вариант №19
- •Вариант №20
- •Элементы количественного анализа
- •Объемный (титриметрический) метод анализа
- •Расчеты в объемных методах анализа Закон эквивалентов
- •Методы кислотно-основного титрования
- •Титранты и их стандартизация
- •Фиксирование точки эквивалентности
- •Механизм действия индикаторов
- •Точка перехода и интервал перехода окраски индикатора
- •Правила выбора индикатора
- •1. Титрование сильной кислоты сильным основанием.
- •3. Титрование слабого основания сильной кислотой.
- •Степень окисления. Окисление и восстановление
- •Окислители и восстановители
- •Последовательность подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций (метод электронно-ионного баланса)
- •Оксидиметрия
- •Перманганатометрия
- •Иодометрия
- •Расчет эквивалентов окислителей и восстановителей
- •Эталоны решения задач
- •Метод нейтрализации
- •Метод оксидиметрии
- •Вопросы для самоконтроля
- •Варианты задач для самостоятельного решения Вариант №1
- •Вариант №2
- •Вариант №3
- •Вариант №4
- •Вариант №5
- •Вариант №6
- •Вариант №7
- •Вариант №8
- •Вариант №9
- •Вариант №10
- •Вариант №11
- •Вариант №12
- •Вариант №13
- •Вариант №14
- •Вариант №15
- •Вариант №16
- •Вариант №17
- •Вариант №18
- •Вариант №19
- •Вариант №20
1. Теория растворов слабых электролитов.
Процесс диссоциации слабых электролитов является обратимым:
KtnAnm ⇄ nKtm+ mAnn
и характеризуется константой равновесия, которая в данном случае называется константой диссоциации:
(2) |
Величина зависит от природы электролита и растворителя, а также от температуры, ноне зависит от концентрации раствора.
Слабые одноосновные кислоты типа HA диссоциируют по общему уравнению:
HA ⇄ H+ A.
Константа диссоциации равна:
Здесь индекс a (acidum) указывает на кислотный тип диссоциации.
Например, для слабой кислоты HNO2 можно записать:
HNO2 ⇄ H+ NO2,
Аналогичным образом записывают константы диссоциации оснований:
NH3H2O ⇄ NH4+ OH.
Индекс b (basicum) обозначает основный тип диссоциации.
Диссоциация многоосновных кислот (многокислотных осно-ваний) происходит в несколько ступеней, каждая из которых характе-ризуется своей константой.
Например, для фосфорной кислоты имеем:
H3PO4 ⇄ H+ + H2PO4, | |
H2PO4– ⇄ H+ + HPO42, | |
HPO42– ⇄ H+ + PO43, |
Видно, что . Данное неравенство соблюдается для всех без исключения случаев ступенчатой диссоциации. Последовательное снижение величин констант диссоциации легко объяснимо: с увеличением отрицательного заряда иона отщепление каждого последующего протона становится все более энергоемким.
Суммарная константа диссоциации определяется соотношением:
Несложно видеть, что суммарная константа диссоциации равна произведению констант диссоциации отдельных ступеней:
На практике вместо величин ичасто используют значенияи, которые рассчитываются следующим образом:
На основании значений иможно сделать заключение о сравнительной силе кислоты или основания:
чем больше значение (), тем сильнее кислота (основание);
чем меньше значение (), тем сильнее кислота (основание).
Величины констант диссоциации для некоторых слабых электролитов представлены в таблице 1.
Таблица 1. Константы диссоциации некоторых слабых электро-литов при 298 К.
Соединение | ||||
CH3COOH |
1,8105 |
|
4,74 |
|
HCN |
4,91010 |
|
9,30 |
|
H2S |
8,9108 |
1,31013 |
7,05 |
12,9 |
| ||||
NH3H2O |
1,8105 |
|
4,74 |
|
Pb(OH)2 |
9,6104 |
3,0108 |
3,0 |
7,5 |
Таким образом, при постоянной температуре сравнительную силу слабых электролитов определяют две величины: степень диссо-циации и константа диссоциации . Эти величины являются взаимосвязанными.
Действительно, для бинарного электролита, диссоциирующего по уравнению:
KtAn ⇄ Kt+ An
можно записать:
Представив
где С0(KtAn) – общая концентрация электролита, получим:
|
(3) |
Данное соотношение выражает закон разведения Оствальда.
Для слабых электролитов << 1, поэтому можно записать:
или:
. |
(4) |
Таким образом, закон Оствальда можно сформулировать следующим образом:
Степень диссоциации слабого электролита возрастает с разбавлением раствора.