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.