11. Понятие о кислотах. Константы диссоциации слабых кислот. РН в растворах слабых кислот.

Кислота (определение по Аррениусу) – это химическое соединение, которое в водном растворе полностью или частично диссоциирует на положительные ионы водорода и отрицательные ионы кислотного остатка. Концентрация ионов водорода в растворе слабых кислот определяют по закону разведения Оствальда:

,где α – степень диссоциации кислоты, С_кисл – молярная концентрация кислоты, К_кисл – константа диссоциации кислоты, характеризует силу кислоты: чем меньше константа диссоциации, тем слабее кислота.

При расчете рН слабых электролитов обычно принимают ионную силу раствора (I) равной нулю, коэффициент активности (f) равным 1 и рН = - lg[H⁺].

H NO₂ H⁺ + NO₂^– (слабая кислота - слабый электролит)

11. Понятие об основаниях. Константы диссоциации слабых оснований. РН в растворах слабых оснований.

Основание (определение по Аррениусу) - это химическое соединение, которое в водном растворе частично или полностью диссоциирует на положительно заряженные ионы (простые или сложные) и отрицательно заряженные гидроксид-ионы.

Молярную концентрацию гидроксид – ионов [ОH^-] в растворе слабого основания рассчитывают по закону разведения Оствальда:

, где α – степень диссоциации основания, С_осн –

молярная концентрация основания, К_осн – константа диссоциации основания, характеризует силу основания: чем меньше константа диссоциации, тем слабее основание.

pH: Диссоциация слабого основания протекает незначительно, частично:

N H₃∙H₂O NH₄⁺ + OH^– (слабое основание - слабый электролит)

11. Плохо растворимые электролиты. Произведение растворимости. Условия образования и растворения осадков.

Насыщенный раствор находится в равновесии с твердой фазой растворяемого вещества. Гетерогенное равновесие «осадок насыщенный раствор» характеризует константа равновесия. Если малорастворимый электролит диссоциирует по уравнению: A_mB_n mAⁿ⁺ + nB^m-,

то выражение для константы равновесия – произведения растворимости ( ) – будет иметь вид: К_р = = [Aⁿ⁺]^m·[B^m-]ⁿ, где [Aⁿ⁺], [B^m-] – молярные концентрации ионов Aⁿ⁺ и B^m-, соответственно, в насыщенном растворе. Например, для равновесия: СaSO₄ Ca²⁺ + SO₄^2–

= 3,72∙10^-5 [моль²/л²] (при 25^оС)

Произведение растворимости (ПР) — произведение концентрации ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости — величина постоянная.

Условие:

Наблюдается следующая закономерность: осадок малорастворимого электролита образуется только тогда, когда произведение концентрации его ионов превышает произведение растворимости (при определенной температуре).

11. Ионно-обменные реакции. Реакция нейтрализации.

В водных растворах электролитов химические реакции протекают с участием ионов, такие реакции называются ионно-обменными, а уравнения этих реакций – ионными уравнениями.

В ионных уравнениях реакций формулы сильных электролитов записываются в виде ионов, формулы слабых электролитов, осадков и газов – в виде молекул.

Реакциями нейтрализации называются обменные реакции взаимодействия кислот и оснований, в результате которых образуются соль и вода, например: NaOH + HCl = NaCl + H₂O или OH ^– + H⁺ = H₂O