9). Степень и константа диссоциации. Факторы, влияющие на степень и константу диссоциации.

Частичный или полный распад растворенного вещества на ионы в результате взаимодействия с растворителем называется электролитической диссоциацией.Процесс диссоциации слабых электролитов является обратимым.

Диссоциацию электролита Kt_nAn_mможно представить:

Kt_nAn_mnKt^m+ + mAn^n-

Так как слабые электролиты подчиняются закону действующих масс, это равновесие может количественно характеризоваться константой равновесия, называемой в данном случае константой диссоциации Кд.

Константа диссоциации для рассматриваемого электролита:

Кд=[Kt^m+]ⁿ[An^n-]^m

[Kt_nAn_m]

Где[Kt^m+] и[An^n-]– молярные равновесные концентрации ионов электролита;

[Kt_nAn_m]- молярная равновесная концентрация недиссоциированных молекул электролита.

Полнота распада характеризуется степенью диссоциации.

Степенью диссоциации(α) называют отношение числа молекул, распавшихся на ионы(n_i) к общему числу молекул растворенного вещества(Ni) в растворе

α=n_i/Ni

степень диссоциации зависит от природы электролита, природы растворителя, температуры и степени его разбавления.

10). Сформулируйте закон разведения Оствальда.

Для растворов слабых электролитов Оствальд установил взаимосвязь между константой диссоциации Кд, степенью диссоциации α и молярной концентрацией растворов С.

При растворении слабого электролита в растворе устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и продуктами их диссоциации – ионами.

CH₃COOHCH₃COO^- +H⁺

Кд=[ CH₃COO^-] [H⁺]CaCa

[CH₃COOH] = C(1-α)

После преобразования получим уравнение, являющееся математическим выражением закона распределения Оствальда:

Кд=CaCa

(1-α)

Соответственно, закон Оствальда может быть сформулирован следующим образом: степень диссоциации слабого электролита возрастает с разбавлением раствора.

Сильные электролиты не подчиняются этому закону.

11). Что называют ионной силой раствора? Закон Дебая-Хюккеля.

П. Дебай и Г. Хюккель предположили, что основной причиной резкого различия в поведении сильных и слабых электролитов является наличие в растворах сильных электролитов межионных взаимодействий. Ионы, находящиеся в растворе, хотя и отделены друг от друга молекулами растворителя, все же испытывают слабое притяжение.

Количественные расчеты характеристик растворов сильных электролитов осуществляются с введением величины, называемой активностью а.

Активность связана с истинной концентрацией растворенного вещества соотношением

a=f*C

где а- активность электролита; С – его концентрация;f-коэффициент активности.

Закон Дебая- Хюккеля: в разнообразных растворах сильных электролитов с одинаковой ионной силой коэффициенты активности катионов и анионов одинаковой зарядности равны независимо от их химической природы.

Мерой электрического взаимодействия между всеми ионами в растворе является так называемая ионная сила, величина которой зависит от концентрации и зарядов всех ионов, присутствующих в растворе.

12). Роль электролитов в процессах жизнедеятельности.

Известно, что электролитный обмен тесно связан с водным, так как большинство минеральных соединений находится в организме в виде водных растворов, и перемещение воды в организме сопровождается перемещением электролитов и изменением их концентрации в той или иной части организма. С другой стороны, степень перемещения и направление движения воды зависят от концентрации электролитов. Кроме того, каждый ион обладает своей физиологической специфичностью. Нарушение баланса того или иного нона вызывает определенные нарушения в организме. В связи с этим присутствие определенного количества электролитов в пище необходимо для нормальной жизнедеятельности организма.