31. Свойства разбавленных растворов сильных электролитов. Изотонический коэффициент. Связь изотонического коэффициента и степени диссоциации.

32. Слабые электролиты.З-н разбавления Оствальда.

Степень диссоциации слабых электролитов зависит от конц р-ра, поэтому для определ принадлежн Эл-та к сильным или слабым, сравнивают альфа, для децимолярных р-ов.

Альфа слабых Эл-тов меньше 3%. Слабые Эл-ты диссоц по схеме KA=K(+)+A(+).

З-н Оствальда α=sqrt(Ko/C) 1888, чем меньше молярная конц р-ля слабого Эл-та, тем больше степень диссоц.

Кр отвеч диссоц слаб Эл-таназыв Кд – const диссоц. Велич Кд завис от природы Эл-та и р-ля и от t.

Кд хар-ет способн Эл-та распада на ионы чем больше Кд, тем легче Эл-ит диссоц на ионы. Если оюознач конц Эл-та распад на два иона ч/з С, степень диссоц ч/з альфа, тогда кол-во непродиссоц С(1-альфа), конц ионов Сα, тогда Кд=Сα(2)/1- α.

33. Ионные реакции и их Ур-ия. Гидролиз солей.

ХР, протек за счет пергруп ионов и сопровожд образ труднораствор, легколетучего или малодиссоц соед назыв ионной реакц. Сущность ион обменов выраж Ур-ем. В состав его входят ионы, взаимн с образов осадков, газов, слабых Эл-литов и т.д.

Гидролиз – разлож водой. Это обратимая реакция взаимод раств соли с мол-ми воды, привод к образов слабого Эл-лита.

Это хим.взаимод. ион-ов соли с ионами воды, сопровожд.изменен. концентрии последних

1)соль сильной кис-лоты и сильного основ. Т.к.равновесие не на-рушается,это гидроли-зу не подвергаются.

2)соли слабой к-ты и сильн.основ имеют щелочную реакцию;

3)соль слабого основ. и сильной к-ты:гидро-лизу подвергается к-та сопровождается выс-вобождением водоро-

да(+) и их накаплением в р-ре(pH<7);

4)соль слабого осн.и слаб. к-ты:р-ия среды зави-сит от относит.силы образ.к-ты и основан.

5)соли слабого основ. и слабой кислоты—полный гидролиз.Рав-новестн.сост.хар.степенью гидролиза h=число гидролированых молей соли/общее число растворённых молей соли 100%.

34. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель.

Вода – слаб Эл-ит и диссоц на ионы.

К(H2O)=[H+]*[(OH)-]=10(-14) – ионное произвед воды.

Чистая вода очень плохо проводит эл.ток, но облодает измери-мой электропроводн. из-за незнач.десоциацией воды.1*10 в 14 степени—величина постояная и наз.ионым произведен.воды t=22C

Водор.показ:кислот-ность и щелочность среды выражают дру-гим методом:вместо концентрации ионов водорода указывают её десятичный лога-рифм взятый с обрат-ным знаком.Эту вели-чину наз.водор.показ pH=—lg(H+) (скобки квадратные; + вверху) Для качеств.опр.pH сущ.спец.в-ва—инди-каторы,для точного— Приборы pH-метры.

pH=7 – нейтральная, pH<7 – кислая, pH>7 – щелочная.

35. Понятие об электродном потенциале. Равновесный электродный потенциал. Устройство водородного электрода. Стандартный электродный потенциал.

В результ. на границе метал—расствор,возникает двойной элект-рический.слой и следо-вательно возникает разность потенциалов, которую наз.эл.пот. мет. Отрицательн.заряд. пластинки тем меньше Чем больше концентрация ионов метала в растворе. Активные металлы при любой концентрации сохран. способность посылать свои катионы в р-р, т.е. остаются отриц.заряж.

Эл-д – сис-ма, сост из проволника 1-го рода (мет), наход в контакте с проводниокм 2-го рода (Эл-та).

Ме представл собой обратимую сис-му, сост из атомов, ионов и свободных Эл-ов. В Ме осущ метал хим связь м/у частицами наход в узлах крист решетки, осуществл за счет свободных Эл-ов. При рогруж Ме в воду присходит ион-дипольное взаимодействие.

В услов хим равновесия на границе металл-р-р устанавл равновесный Электродный потенциал металла, величина кот зависит от: 1) природы Ме и Эл-та, 2) концентр р-ра и Эл-та, 3) температуры.

Станд электродный потенц представл собой пластинов пласт, покрыт рыхлым слоем мелкораздробл пластины.