23. Равновесия в растворах слабых электролитов. Константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда. Вычисление степени диссоциации и концентрации ионов.

Равновесия в растворах слабых электролитов –

Константа диссоциации – зависит от природы диссоциирующего вещества и растворителя, а так же от температуры и не зависит от концентрации раствора.

В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо, к нему может быть применен закон действующих масс.

Закон разбавления Оствальда – При бесконечном разбавлении степень диссоциации слабого электролита будет стремиться к единице.

Вычисление степени диссоциации и концентрации ионов –

23. Сильные электролиты. Активность электролитов и ионов в водных растворах. Коэффициенты активностей ионов. Правило ионной силы.

Сильные электролиты - химические соединения, молекулы которых в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы.

Активность электролитов и ионов в водных растворах:

Коэффициенты активности зависят от природы растворителя и растворенного вещества, от концентрации раствора, а также от температуры.

а - активность, моль/л

а = J * c

J – коэффициент активности

В сильно разбавленных растворах близок к единице, а активность близка к концентрации.

Определить а и J для каждого иона в отдельности невозможно, поэтому их находят как среднее арифметическое активности ионов в растворе.

Поэтому активность одного и того же иона в растворах разных солей будут отличаться.

J зависит от: Температуры, диэлектрической проницаемости растворителя (Е), ионной силы раствора.

Коэффициенты активностей ионов - активность ионов эффективная (кажущаяся) концентрация ионов с учетом электростатического взаимодействия между ними в растворе.

Правило ионной силы: Для сравнения свойств разных растворов необходимо, что их ионные силы были равными.

I – ионная сила характеризует интенсивность электрического поля, создаваемого ионами в растворе электролита.

I = ½ С* Z²

23. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель рН. Расчет рН слабых и сильных кислот и оснований. Кислотно-основные индикаторы.

Электролитическая диссоциация воды – процесс эндотермический, поэтому константа К_в сильно зависит от температуры.

Ионное произведение воды:

H₂O + H₂O  H₃O⁺ + OH^-

Этот процесс называется самоионизацией или автопротолизом.

Реакцию воды часто записывают в более простом виде:

H₂O  H⁺ + OH^-

Стр 225

Учитывая, что при комнатной температуре на ионы распадается лишь одна из примерно 10⁸ молекул воды, активности ионов в уравнении могут быть заменены их концентрациями, а концентрацию нераспавшихся молекул воды можно считать равной общей концентрации молекул воды. Концентрацию молекул можно рассчитать, разделив массу 1л воды на массу ее моля:

1000/18=55,5 моль/л

Считая эту величину постоянной, можно записать уравнение в виде:

Стр 225

Где К_в – ионное произведение воды. Т.к. в соответствии с уравнением диссоциации концентрации ионов H⁺ и OH^- в воде одинаковы, их можно определить, зная ионное произведение воды.

Водородным показателем рН, называется взятый с обратным знаком десятичный логарифм активности ионов водорода в растворе:

рН = -lg а_Н⁺

Водородный показатель определяет характер реакции раствора.

Водородный показатель имеет важное значение для понимания большинства процессов, протекающих в жидкой фазе, так как ионы H⁺ и OH^- непосредственно участвуют во многих из этих процессов.

Расчет рН слабых и сильных кислот и оснований:

При расчете рН слабых электролитов обычно принимают, что а_Н⁺ = [H⁺]. В этом случае рН = -lg [H⁺].

Концентрация ионов водорода в растворе слабых кислот определяют по уравнению Освальда.

Стр 227

Аналогично определяют концентрацию ионов гидроксида:

Стр 227

Расчет рН сильной кислоты проводят по уравнению рН = -lg а_Н⁺

Для этого необходимо определить ионную силу по уравнению I = ½ С* Z²

И коэффициент активности ионов водорода или гидроксида по таблице.

Кислотно-основные индикаторы – вещества, меняющие свою окраску в определенной области значений рН раствора.

Индикаторами могут быть слабые органические кислоты и основания, молекулы и ионы которых имеют разную окраску.