43)Степень диссоциации — величина, характеризующая состояние равновесия в реакции диссоциации в гомогенных (однородных) системах.

Степень диссоциации α равна отношению числа диссоциированных молекул n к сумме n + N, где N — число недиссоциированных молекул. Часто α выражают в процентах. Степень диссоциации зависит как от природы растворённого электролита, так и от концентрации раствора.

Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты (сильные кислоты, такие как: HCl, HBr, HI, HNO3).

Слабые электролиты — степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот (слабые кислоты), основания p-, d-, и f- элементов.

pH=-lg[ H+ ]; рОН-=-lg[ OH-]; рН + рОН =14

44) Процесс диссоциации слабых электролитов является обратимым и в системе существует динамическое равновесие, которое может быть описано константой равновесия, выраженной через концентрации образующихся ионов и непродиссоциировавших молекул, называемой константой диссоциации. Для некоторого электролита, распадающегося в растворе на ионы в соответствии с уравнением:

Т.о., степень диссоциации слабого электролита обратно пропорциональна концентрации и прямо пропорциональна разбавлению раствора; выражение (III.24) называют законом разбавления Оствальда

45) Для слабых электролитов, к каковым относятся некоторые кислоты и основания, константа равновесия реакции диссоциации получила название константы диссоциации. Реакция Константа диссоциации

Многоосновные кислоты и многокислотные основания характеризуются соответствующим числом ступенчатых констант диссоциации

и тп

Полная диссоциация достигается лишь тогда, когда значение рН становится немного ниже той точки, при которой наступает растворение кремнезема, и то только в присутствии раствора сильной соли и тп

46) При постоянной температуре растворимость в данной жидкости каждого из компонентов газовой смеси, находящейся над жидкостью, пропорциональна к парциальному давлению.

Изотонический коэффициент (также фактор Вант-Гоффа; обозначается i) — безразмерный параметр, характеризующий поведение вещества в растворе. Он численно равен отношению значения некоторого коллигативного свойства раствора данного вещества и значения того же коллигативного свойства неэлектролита той же концентрации при неизменных прочих параметрах системы:

47) 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.).

Применительно к сильным электролитам используют понятие «кажущаяся степень диссоциации». Кажущаяся степень диссоциации, также как и степень диссоциации в концентрированных растворах меньше единицы и увеличивается с уменьшением концентрации, стремясь к единице. Но в растворах сильных электролитов это связано с образованием из сольватированных ионов ассоциатов, которые ведут себя как недиссоциированные молекулы, т.е. не участвуют в переносе электричества и движутся как единое целое. Активность, будучи подставлена в выражения законов для разбавленных растворов неэлектролитов, делает эти формулы применимыми для растворов электролитов. Аналитическая концентрация связана с активностью простым соотношением. Коэффициенты активности показывают меру отличия свойств реальных растворов от идеальных.. Коэффициенты активности отдельных ионов не могут быть определены экспериментально, но могут быть рассчитаны для разбавленных водных растворов электролитов с помощью уравнения Дебая-Хюккеля

48) Реакции, протекающие в растворах между электролитами, называются реакциями ионного обмена. (реакции ионного обмена – это реакции между ионами, образовавшимися в результате диссоциации электролитов).Реакции обмена в растворах электролитов протекают в направлении связывания ионов. Итак, реакции ионного обмена протекают до конца, если: 1) образуется осадок; 2) выделяется газ; 3) образуется малодиссоциирующее вещество – вода.

49) Диссоциация воды – процесс эндотермический, поэтому с повышением температуры в соответствии с принципом Ле-Шателье диссоциация усиливается, ионное произведение возрастает и достигает при 100оС значения 10-13. Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксила равны между собой, называются нейтральными. На практике пользуются не концентрациями ионов водорода или гидроксила, а водородным рН или гидроксильным рОН показателями.Водородный показатель рН равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода:

рН = - lg[H+] . Если рН среды равен 7 - среда нейтральная, если меньше 7 - кислая, причем чем меньше рН, тем выше концентрация ионов водорода. pН больше 7 – среда щелочная, чем больше рН, тем выше концентрация ионов гидроксила.

50) Гидролиз солей — разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или (реже) молекулярном виде («связывание ионов»).Различают обратимый и необратимый гидролиз солей[1]:

Необратимый гидролиз, протекающий в системе при взаимодействии солей слабых оснований, образованных катионами Al3+, Cr3+, Fe3+, с солями слабых кислот (сульфидов, карбонатов), служит причиной того, что в осадок выпадают не сульфиды или карбонаты этих катионов, а соответствующие им гидроксиды. а) Fe3+ + Н2О = Fе(ОН)2+ + Н+ и тп

51) Гидролиз солей это реакции между составными частями воды и солей, сопровождающиеся образованием малодиссоциированных соединений. Гидролизу могут подвергаться не только соли, но и другие растворенные вещества (углеводы, белки, жиры, эфиры и т.д.). Реакция гидролиза часто сопровождается изменением рН раствора. Если вместо воды используется иной растворитель, то процесс носит название сольволиз.

Гидролизу подвергаются соли, являющиеся производными слабых кислот или оснований. Соли, образованные сильными кислотами и основаниями, гидролизу не подвергаются

Для характеристики полноты протекания реакции используют понятие степень гидролиза (β) – отношение концентрации молекул, подвергшихся гидролизу (сгидр) к исходной концентрации растворенной соли

Степень гидролиза зависит от: 1)химической природы ионов, составляющих соль; 2)концентрации соли; 3)температуры. Степень гидролиза увеличивается с уменьшением константы диссоциации слабой кислоты или основания, уменьшением концентрации соли и повышением температуры. Гидролиз протекает в заметной степени только в разбавленных растворах, тогда следовательно Это произведение называется константой гидролиза .

52)Под степенью гидролиза h понимают отношение концентрации гидролизованной соли к ее общей концентрации в растворе:

где С гидр – общее число молей гидролизованной соли;

С общ – общее число молей растворенной соли.

Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз по аниону): CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-

В растворе в результате гидролиза накапливаются OH--ионы. Раствор приобретает щелочную среду (рН>7).и тп

53) Растворимость выражается концентрацией растворённого вещества в его насыщенном растворе либо в процентах, либо в весовых или объёмных единицах, отнесённых к 100 г или 100 см³ (мл) растворителя (г/100 г или см³/100 см³). Растворимость газов в жидкости зависит от температуры и давления. Растворимость жидких и твёрдых веществ — практически только от температуры. Произведение растворимости (ПР, Ksp) — произведение концентрации ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости — величина постоянная.При постоянной температуре в насыщенных водных растворах малорастворимых электролитов устанавливается равновесие между твердым веществом и ионами, образующими это вещество. Например, в случае для CaCO3 это равновесие можно записать в виде:

54) Растворимость (S) – это концентрация вещества в его насыщенном растворе. Величина S выражается в молях растворенного вещества в 1л раствора (моль/л) или реже в граммах растворенного вещества в 100 мл раствора.

Произведение растворимости малорастворимого соединения MenAnm связано с его растворимостью простым соотношением, которое получается из следующих соображений. Если в насыщенном растворе соединения Men Anm растворимость составляет S моль/л, то концентрация ионов в насыщенном растворе будет равна

[Me] = nS и [An] =mS

так как

MenAnm nMe + mAn

nS mS .Подставляя эти значения в выражение произведения растворимости, получим KS(Men Anm)= [Me]n[An]m = [nS]n [ms]m = nn·mmSn+m

55) Ионное равновесие, как и любое другое, смещается при изменении концентрации одного из ионов. Например, если в раствор уксусной кислоты, диссоциирующей по уравнению

CH3COOHH+ + CH3COO–

ввести какую-либо соль этой кислоты и тем самым увеличить концентрацию ионов CH3COO–, то в соответствии с принципом Ле-Шателье * равновесие смещается влево. Отсюда следует, что введение в раствор слабого электролита * одноименных ионов (т.е. ионов, одинаковых с одним из ионов электролита) уменьшает степень диссоциации * этого электролита.

Аналогично нарушается равновесие в случае малорастворимого электролита (соли). Например, если к насыщенному раствору сульфата кальция CaSO4 добавить другой, хорошо растворимый сульфат (K2SO4), то вследствие увеличения концентрации ионов SO42– равновесие сместится в сторону образования кристаллов (образуется осадок CaSO4). Этот процесс прекратится, когда произведение концентраций [Ca2+] и [SO42–] станет равно произведению растворимости *, т.е. установится новое состояние равновесия.

На основании рассмотренных примеров можно сделать следующий вывод: реакции в растворах электролитов всегда идут в сторону образования наименее диссоциированных или наименее растворимых веществ. Из этого, в частности, следует, что сильные кислоты вытесняют слабые из растворов их солей:

CH3COONa + HCl = CH3COOH + NaCl

Суть этой реакции более точно отражается ионно-молекулярным уравнением, где формулы слабых электролитов записаны в виде молекул, а сильных – в виде ионов:

CH3COO– + Na+ + H+ + Cl– = CH3COOH + Na+ + Cl–

или в сокращенном виде:

CH3COO– + H+ = CH3COOH

Аналогично протекают реакции между сильными основаниями и солями слабых оснований. Например:

FeSO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + Fe(OH)2

Fe2+ + SO42– + 2 Na+ + 2 OH– = SO42– + 2 Na+ + Fe(OH)2

Fe2+ + 2 OH– = Fe(OH)2

56) В растворах комплексных соединений существует система динамических равновесий, т. е. комплексные соединения подвержены в значительной степени электролитической диссоциации. Ионы или молекулы, находящиеся во внешней сфере, связаны в комплексном соединении гораздо слабее, чем ионы или молекулы, находящиеся во внутренней сфере. Такая различная прочность связи обусловливает характер диссоциации комплексных соединений.

Диссоциация комплексных соединений протекает по стадиям. На первой стадии комплексное соединение диссоциирует как сильный электролит, т. е. практически полностью. Далее, комплексный ион диссоциирует как слабый электролит по ступеням, т. е. лиганды отделяются от комплексообразователя постепенно. Например, диссоциация комплексной соли [Ag(NH3)2]Cl протекает по следующим стадиям:

Первая стадия: [Ag(NH3)2]Cl [Ag(NH3)2]+ + Cl-

Вторая стадия:1. Ag(NH3)2]+ AgNH3+ + NH3

Константы нестойкости для различных комплексных ионов различны и могут служить мерой устойчивости комплекса. Наиболее устойчивые в растворах комплексные ионы имеют наименьшие константы нестойкости. Так, среди соединений

[Ag(NO2)2] - [Ag(NH3)2] + [Ag(S2O3)] - [Ag(CN)2] -

K нест 1,3 · 10-3 5,8 · 10 -8 1,5 · 10 -9 1,4 · 10-20

устойчивость комплекса возрастает при переходе от [Ag(NO2)2] - к [Ag(CN)2] -.

Значения констант нестойкости и устойчивости приводятся в справочниках по химии

57) Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции (ОВР) — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем. Эквивалентом окислителя (восстановителя) называется такое его наименьшее количество, которое соответствует одному присоединенному (отданному) им электрону в конкретном окислительно-восстановительном процессе.

Математически это утверждение будет соответствовать формуле:

Эоx= νох/nē.

Аналогично и для восстановителя:

Эred = νred/nē

При этом количество вещества эквивалента окислителя (νэох) и восстановителя (νэred) рассчитываются иначе, чем в случае химических эквивалентов.

К окислительно-восстановительным системам также применим закон эквивалентов, согласно которому:

СN(ox).V(ox) = CN(red).V(red).

Для количественной характеристики окислительно-восстановительных процессов используют, в частности, молярную массу эквивалентов окислителя и восстановителя определяемую по формуле - она равна частному от деления молярной массы окислителя или восстановителя на число электронов, принятых или отданных одной структурной единицей вещества:

где zB – число эквивалентности, равное числу электронов, принятых или отданных одной структурной единицей вещества.

Уравнения окислительно-восстановительных процессов составляются с помощью метода электронного баланса.

Процесс передачи электронов от окислителя к восстановителю является самопроизвольным и обратимым, при этом система в целом остается электрически нейтральной.

В окислительно-восстановительной системе, содержащей одновременно и окисленную и восстановленную фазы, отсутствует градиент потенциала (разность зарядов), в ней всегда соблюдается электронный баланс.