23.Степень диссоциации. Сильные (активность, коэффициент активности, ионная сила) и слабые (константа диссоциации, закон разведения Оствальда) электролиты.
Отношение числа
распавшихся молекул на ионы к общему
числу молекул в растворе называется
степенью
диссоциации:
.
По склонности к диссоциации электролиты делятся на:
сильные
(
)
и
слабые
(
).
К сильным электролитам относятся:
Практически все соли
Ряд неорганических кислот (HF, HCL, HBr, HJ,
,
)Гидроксиды металлов 1-ой и 2-ой группы
В сильных электролитах
степень диссоциации
,
поэтому имеет место высокая концентрация
заряжённых частиц. Естественно они
взаимодействуют друг с другом. Это
связывание ионов понижает концентрацию
ионов. Такое явление называетсяактивностью:
a
= fC,
где
f–коэффициент активности, C–концентрация
Для очень разбавленных растворов коэффициент активности f = 1 (взаимодействия нет), т.е. a = C.
Активность a зависит от заряда иона и ионной силы.
Ионная
сила раствора
– это полусумма произведений концентраций
всех находящихся в растворе ионов на
квадрат их заряда:
.
К слабым электролитам относятся:
Органические кислоты (
,
);Ряд неорганических кислот (
,
,
и др.);Слабые основания (
);Гидроксиды металлов (кроме 1-ой и 2-ой группы);
В растворах слабых электролитов одновременно присутствуют молекулы и ионы растворённого вещества, при этом между ними устанавливается динамическое равновесие:
В соответствии с законом действующих масс, константа равновесия:
или
Константа равновесия
слабых электролитов называется
константой
диссоциации
.
Закон разведения
Оствальда:
(
)
Закон Оствальда позволяет рассчитать степень диссоциации слабых электролитов при различных концентрациях, если известен коэффициент диссоциации (справочный).
24. Малорастворимые электролиты, произведение растворимости.
К малорастворимым электролитам относятся:
Подавляющее число веществ ограниченно растворимы в воде
Применение закона
действующих масс к гетерогенной системе,
в которой находятся и осадок и раствор
в равновесии:
даёт выражениеконстанты