- •2.Вопрос.(хз может не полный ) Стехиометрические расчеты по уравнениям реакций.
- •3.Вопрос
- •4.Вопрос
- •5.Вопрос.
- •Билет №6
- •Следствия из закона Гесса
- •Билет 9 Химическое равновесие в гомогенных системах
- •5.1.1. Константа химического равновесия
- •5.1.2. Влияние температуры на константу равновесия
- •5.1.3. Принцип Ле Шателье
- •5.2. Химическое равновесие в гетерогенных системах
- •Растворимость
- •Способы выражения концентрации растворов
- •Пересчет концентраций растворов из одних единиц в другие
- •Упаривание раствора
- •Концентрирование раствора
- •Смешивание растворов с разными концентрациями
- •Разбавление раствора
- •1. Теория электрической диссоциации Аррениуса.
- •2. Сильные и слабые электролиты
- •3. Константа диссоциации слабых электролитов
- •4. Закон разбавления Освальда
- •Билет 12
- •1.Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при растворении его в полярном растворителе или при плавлении. Диссоциация в растворах
- •Диссоциация при плавлении
- •Классическая теория электролитической диссоциации
- •Сильные электролиты
- •Вывод значения pH
- •Значения pH в растворах различной кислотности
- •5. Различные случаи гидролиза.
- •6. Степень гидролиза и зависимость ее от концентрации и температуры.
- •7.Смещение равновесия гидролиза.
- •13 Билет.
- •По составу
- •По назначению
- •Паста коки
- •Влияние пав на компоненты окружающей среды
- •17 Билет.
- •Химические источники тока.
- •Гальванические элементы
- •Электрические аккумуляторы
- •Топливные элементы
- •3.Концентрационные цепи
- •По значению э. Д. С. Гальванического элемента
- •4.Гальванические элементы с газовыми электродами
- •5. Окислительно-восстановительные
- •6.Аккумуляторы
- •7.Топливные элементы
- •Билет 19 Электролиз как окислительно-восстановительный процесс
- •Популярные места применения керамики
Сильные электролиты
Классическая теория электролитической диссоциации применима лишь к разбавленным растворам слабых электролитов. Сильные электролиты в разбавленных растворахдиссоциированы практически полностью, поэтому представления о равновесии между ионами и недиссоциированными молекулами лишено смысла. Согласно представлениям, выдвинутым в 20—30-х гг. 20 в. В. К. Семенченко (СССР), Н. Бьеррумом (Дания), Р. М. Фуоссом (США) и др., в растворах сильных электролитов при средних и высоких концентрациях образуются ионные пары и более сложные агрегаты. Современные спектроскопические данные показывают, что ионная пара состоит из двух ионов противоположного знака, находящихся в контакте («контактная ионная пара») или разделённых одной или несколькими молекулами растворителя («разделённая ионная пара»). Ионные пары электрически нейтральны и не принимают участия в переносе электричества. В сравнительно разбавленных растворах сильных электролитов равновесие между отдельными сольватированными ионами и ионными парами может быть приближённо охарактеризовано, аналогично классической теории электролитической диссоциации, константой диссоциации (или обратной величиной — константой ассоциации). Это позволяет использовать вышеприведённое уравнение для расчёта соответствующей степени диссоциации, исходя из экспериментальных данных.
В простейших случаях (большие одноатомные однозарядные ионы) приближённые значения константы диссоциации в разбавленных растворах сильных электролитов можно вычислить теоретически, исходя из представлений о чисто электростатическом взаимодействии между ионами в непрерывной среде — растворителе.
2. Ионное произведение воды, произведение концентраций (точнее активностей) ионов водорода Н+ и ионов гидроксила OH— в воде или в водных растворах: KB = [Н+] [ОН—].
3. Водоро́дный показа́тель, pH - мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр:
.
Вывод значения pH
В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода ([H+]) и гидроксид-ионов ([OH−]) одинаковы и составляют 10−7 моль/л, это напрямую следует из определенияионного произведения воды, которое равно [H+] · [OH−] и составляет 10−14 моль²/л² (при 25 °C).
Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, говорят, что раствор имеет нейтральную реакцию. При добавлении к воде кислоты концентрация ионов водорода увеличивается, а концентрация гидроксид-ионов соответственно уменьшается, при добавлении основания — наоборот, повышается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода падает. Когда [H+] > [OH−] говорят, что раствор является кислым, а при [OH−] > [H+] — щелочным.
Для удобства представления, чтобы избавиться от отрицательного показателя степени, вместо концентраций ионов водорода пользуются их десятичным логарифмом, взятым с обратным знаком, который собственно и является водородным показателем — pH.
pOH
Несколько меньшее распространение получила обратная pH величина — показатель основности раствора, pOH, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации в растворе ионов OH−:
как в любом водном растворе при 22 °C × , очевидно, что при этой температуре: