1)Кислота – сильный электролит.
pH = -lgC
2)Кислота – слабый электролит.
pH = (-1/2)lg(Кд к-ты*Ск-ты)
3)Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием.
pH = (-1/2)lg(KH2O*Cсоли/Kд основания, которым образована соль)
Уравнение Оствальда
1 α – степень диссоциации
При α<<1
ЩЕЛОЧНАЯ СРЕДА
1)Сильное основание
pH = 14+lgC
2)Слабое основание
pH = 14+(1/2)lg(Kd*C)
3)Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой.
pH = 14+(1/2)lg(KH2O*Cсоли/Кд кислоты)
ШКАЛА ПХ
0 до 7 – основание
7 до 14 - кислота
32. Диссоциация сильных электролитов. Активность ионов в растворах. Коэффициент активности. Представление об ионной силе растворов.
Сильные электролиты— химические соединения, молекулы которых в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. Степень диссоциации таких электролитов близка к 1. К сильным электролитам относятся многие неорганические соли, некоторые неорганические кислоты и основания в водных растворах, а также в растворителях, обладающих высокой диссоциирующей способностью (спирты, амиды и др.).
Классическая теория электролитической диссоциации применима лишь к разбавленным растворам слабых электролитов. Сильные электролиты в разбавленных растворах диссоциированы практически полностью, поэтому представления о равновесии между ионами и недиссоциированными молекулами лишено смысла. Йонная пара состоит из двух ионов противоположного знака, находящихся в контакте («контактная ионная пара») или разделённых одной или несколькими молекулами растворителя («разделённая ионная пара»). Ионные пары электрически нейтральны и не принимают участия в переносе электричества. В сравнительно разбавленных растворах сильных электролитов равновесие между отдельными ионами и ионными парами может быть приближённо охарактеризовано, аналогично классической теории электролитической диссоциации, константой диссоциации (или обратной величиной — константой ассоциации). Это позволяет использовать вышеприведённое уравнение для расчёта соответствующей степени диссоциации, исходя из экспериментальных данных.
В простейших случаях (большие одноатомные однозарядные ионы) приближённые значения константы диссоциации в разбавленных растворах сильных электролитов можно вычислить теоретически, исходя из представлений о чисто электростатическом взаимодействии между ионами в непрерывной среде — растворителе.
Примеры сильных электролитов: некоторые кислоты (HClO4, HMnO4, H2SO4, HCl, HBr; HI), гидроксиды щелочных и щёлочноземельных металлов (NaOH, KOH, Ba(OH)2); большинство солей.
Активность (ионов)— эффективная концентрация с учетом электростатического взаимодействия между ионами в растворе. Активность отличается от концентрации на некоторую величину. Отношение активности (а) к концентрации вещества в растворе (с, в г-ион/л) называетсякоэффициентом активности: γ = a/c.
Ионная сила раствора— мера интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе. Полусумма произведений из концентрации всех ионов в растворе на квадрат их заряда. Формула впервые была выведена Льюисом:
,
где cB— молярные концентрации отдельных ионов (моль/дм^3),zBзаряды ионов.
33. Гидролиз солей. Количественные характеристики процесса гидролиза. Факторы, влияющие на процесс гидролиза. Расчеты рН гидролиза солей различной природы.
Типы гидролиза солей
Химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита и сопровождающееся изменением рН раствора, называется гидролизом солей.
Любую соль можно представить, как продукт взаимодействия кислоты и основания. Тип гидролиза соли зависит от природы основания и кислоты, образующих соль. Возможны 3 типа гидролиза солей.
Гидролиз по анионуидет, если соль образованакатионом сильного основания и анионом слабой кислоты. Например, соль СН3СООNa образована сильным основанием NaOH и слабой одноосновной кислотой СН3СООН. Гидролизу подвергается ион слабого электролита СН3СОО–.
Гидролиз по катионуидет, если соль образованакатионом слабого основания и анионом сильной кислоты. Например, соль CuSO4 образована слабым двухкислотным основанием Cu(OH)2 и сильной кислотой H2SO4. Гидролиз идет по катиону Cu2+ и протекает в две стадии с образованием в качестве промежуточного продукта основной соли.
Гидролиз по катиону и анионуидет, если соль образованакатионом слабого основания и анионом слабой кислоты. Например, соль CH3COONH4 образована слабым основанием NH4OH и слабой кислотой СН3СООН. Гидролиз идет по катиону NH4+ и аниону СН3СОО–.
34. Электродный потенциал. Возникновение скачка потенциала на межфазной границе. Понятие об электродной системе и электродной реакции.
Электродный потенциал-относительная величина т.к. измеряется относительно эталона, за эталон принимается водородный электрод
Скачок потенциала
При протекании электрохимической реакции на поверхности электродов 1 род образуется положительный или отрицательный заряд относительно прилегающего слоя раствора, который называется скачек потенциала. Этот скачек измерить сложно, поэтому вводят понятие электродный потенциал
35. Электродные системы, их классификация. Оx- и red- определяющие частицы в электродных системах разного типа.
1 родасостоит из металлического электрода – проводника, опущенного в водный раствор электролита, который имеет также катионы этого металла. (Металл опущен в раствор своей соли). Электрод проводник –RED, а его катион -OX
2 родасостоит из электрода проводника металла, покрытого малорастворимым соединением, имеющим те же анионы этого металла, и опущен в раствор электролита, содержащий одноименные анионы малорастворимого соединения. В электродах второго рода окисленной формой является малорастворимое соединение (МА), восстановленной – атом металла (М) и анион раствора (АZ-).
Неметаллические электроды
Неметаллические электроды - системы состоящие из электрода проводника не участвующего в электродной реакции, а являющиеся поставщиками электронов для электродной реакции. Если в неметаллическом электроде частицы OXиREDявляются ионами, то такие электроны называютсяредокси. Если одна из потенциалоопределяющих частиц- газ, то такие электроды называютсягазовыми.
36. Понятие о стандартном равновесном электродном потенциале. Таблица стандартных электродных потенциалов. Электрохимический ряд напряжений металлов и его использование для оценки электрохимической активности металлов.