37. Константа диссоциации. Закон разведения Оствальда.

Константа диссоциации в случае разбавленного электролита: См – концентрация недиссоциированных молекул.

При стандартных условиях

Константа диссоциации в одном и том же растворителе при постоянной температуре – величина постоянная, она свойственна данному электролиту.

Степень диссоциации характеризует состояние электролита в растворе данной концентрации и меняется с изменением ее.

При повышении концентрации раствора уменьшается.

Закон разведения Оствальда.

HA↔H⁺+A^- - з-н действующ.масс

Кд-?

С₀-исх.конц-я, α-ст.дисс-и

[H⁺]=[A^-]=c₀α-конц-я ч.кисл-ты,к-ая дисс-на

[HA]=c₀-c₀α=c₀(1-α)-оставшейся в недиссоц.сост-и.

Если α<1,то к_Д=αс₀² ->

40. Гидролиз солей. Константа и степень гидролиза.

Гидролиз –ионно-обменное взаим-е ионов соли с водой,к-ая ведет к изменению рН-р-ров;обратимый пр-с.

1) сильн.осн-е+сильн.к-та:

NaCl+H⁺(OH)^-=NaOH+HCl

Na⁺+Cl^-+H⁺(OH)^- = Na⁺+(OH)^-+H⁺+Cl^-

Ч.т.д.

2)сильн.осн-е+слаб.к-та

Na⁺(CH₃COO)^-+H⁺(OH)^-=NaOH+CH₃COOH

pH>7

3)слаб.осн-е+сильн.к-та

NH₄NO₃+H₂O=NH₄OH+HNO₃

4)слаб.осн.+слаб.к-та

NH₄F+H₂O=NH₄OH+H

Константа гидролиза:

Степень гидролиза –

41. Овр. Ионно-электронный метод подбора коэффициентов в овр.

Любая ОВР состоит из процессов окисления и восстановления.

Окисление – отдача электронов веществом, т.е повышение степени окисления элемента.

Пример.

Вещества, отдающие электроны, называют восстановителями.

Типичные восстановители: водород, металлы, углерод.

Восстановление – смещение электронов к веществу или понижение степени окисления.

Пример.

Вещества, принимающие электроны, называют окислителями.

Типичные окислители: галогены, водород, соединения кислорода

Существуют реакции межмолекулярные (окислители и восстановители – разные вещества) и внутримолекулярные (окислители и восстановители – атомы одной молекулы).

Ионно-электронный метод подбора коэффициентов в ОВР.

1. Осуществить материальный баланс с помощью ионов

2. Установить баланс с помощью зарядов.

3. Полученные 2 уравнения просуммировать так, чтобы число отданных электронов равнялось числу принятых.

4. Получается ионное уравнение ОВР. Перенести коэффициенты из ионного уравнения в молекулярное.

5. Уравнять ионы, не участвовавшие в схеме.

Пример.

______________________________________

45. Стандартный водородный электрод. Формула Нернста. Стандартный потенциал. Ряд напряжений.

Потенциал жлектрода нельзя опр-ть и рассч-ть,поэтому в качестве эталонного электрода вводится водородный электро,станд.потенциал к-го принимается за 0.

В кач-ве пров-ка 1-го. Рода ждя станд.вод.эл-да служит платина. Водород переходит в р-р в виде ионов,оставляя Pt эл-на. Pt заряж-ся «-«, а р-р «+».

Составляется гармонич.пара из станд.вод.электрода и измеряемого ме, опущенного в р-р своей соли,где концентр.ионов соли =1.

Pt|H⁺, He||Meⁿ⁺|Me

Cтанд.пот-л выносится а так называемый ряд напряжений. Li, Zn, He…Cu…

Более активный пот-л имеет больший потен-ал.

Ме с меньшим потенциалами в р-и ОВР явл-ся восст-ми. Ме, стоящие до Н, имеет окисл. ионами водорода:

Уравнение Нернста (T=298К):