18 Билет

Слабые электролиты - химические соединения, молекулы которых даже в сильно разбавленных растворах не полностью диссоциированы на ионы, которые находятся в динамическом равновесии с недиссоциированными молекулами. К слабым электролитам относится большинство органических кислот и многие органические основания в водных и неводных растворах.

Закон разбавления Оствальда — соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора:

K=cλ2/λ∞(λ∞-λ)

Здесь К — константа диссоциации электролита, с — концентрация, λ и λ∞ — значения эквивалентной электропроводности соответственно при концентрации с и при бесконечном разбавлении. Соотношение является следствием закона действующих масс и равенства

λ / λ∞ = α где α — степень диссоциации.

Закон разбавления Оствальда выведен В.Оствальдом в 1888 и им же подтвержден опытным путём. Экспериментальное установление правильности закона разбавления Оствальда имело большое значение для обоснования теории электролитической диссоциации.

Диссоциация слабых электролитов

Суть диссоциации слабых электролитов в том, что они диссоциируют на ионы не полностью, обратимо.

Диссоциация слабых электролитов:

Диссоциация слабых электролитов имеет две количественные характеристики:

1) λ - степень диссоциации. Степень диссоциации не является константой, она зависит от двух факторов:

от температуры (прямая зависимость);

от концентрации раствора (обратная зависимость).

2) Константа диссоциации - это, по сути, константа равновесия обратимой реакции.

Кр=КД=[A+]р*[B+]р/[AB]р.

Константа диссоциации изменяется с температурой, причём зависимость прямая. От концентрации растворов константа диссоциации не зависит.

19 Билет

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.).

Активность ионов — эффективная (кажущаяся) концентрация ионов с учетом электростатического взаимодействия между ними в растворе. Активность отличается от общей концентрации на некоторую величину. Отношение активности (a) к общей концентрации вещества в растворе (c, в моль/л), то есть активность ионов при концентрации 1 моль/л, называется коэффициентом активности Y=a\c

Ионная сила раствора — мера интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе. Полусумма произведений из концентрации всех ионнов в растворе на квадрат их заряда. См. также - коэффициент активности

20 Билет

7.5. Диссоциация воды

Одним из важнейших растворителей является вода. Являясь слабым электролитом, вода в незначительной степени диссоциирует на ионы:

H2O H+ + OH-.

В чистой воде концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов равны:

[H+]=[OH-].

Измерения электропроводности чистой воды показали, что при 22 °С степень ее ионизации a = 1,8.10-9. Так как в 1 литре воды содержится

1000/M(H2O) = 1000/18 = 55,55 моль,

то концентрация ионов будет равна

[H+] = [OH-] = 1,8.10-9.55,54 = 10-7 моль/л,

а произведение равновесных концентраций:

[H+][OH-] = 10-14 = Kw.

При данной температуре величина Kw является постоянной и называется ионным произведением воды. Постоянство величины Kw позволяет утверждать, что при увеличении в растворе концентрации ионов водорода H+ (растворение кислоты) происходит уменьшение концентрации гидроксид-ионов, и наоборот.

Если [H+]=[OH-]=10-7 моль/л, то среда раствор нейтральная;

если [H+]>10-7 моль/л, то раствор кислый;

если [OH-]>10-7 моль/л, то раствор щелочной.

Ио́нное произведе́ние воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксила OH− в воде или в водных растворах, показатель уровня кислотности раствора.

Водородный показатель pH – величина, характеризующая концентрацию ионов водорода и кислотность среды. pH – это отрицательный логарифм концентрации ионов водорода: pH=-lg[H+].

Гидроксидный показатель pOH – величина, характеризующая концентрацию гидроксид-ионов и щелочность среды. pOH – это отрицательный логарифм концентрации гидроксид-ионов

pOH=-lg[OH-]. pOH + pH = 14.