I_c = \begin{matrix}\frac{1}{2}\end{matrix}\sum_{{\rm B}=1}^{n} c_{\rm B}z_{\rm B}^{2} ,

где cB — молярные концентрации отдельных ионов (моль/л), zB заряды ионов

Для оценки состояния ионов в растворе пользуются активностью – условной (эффективной) концентрацией ионов, в соответствии с которой они действуют в химических процессах. Активность иона а (моль/л) связана с его молярной концентрацией в растворе (См) соотношением: а = f·См, где f - коэффициент активности иона (безразмерная величина).

26.  Растворы слабых электролитов. Константа диссоциации слабого электролита. Факторы, влияющие на степень диссоциации слабого электролита.

Слабые электролиты (a < 3 % в 0,1 М растворах). Слабыми электролитами являются H2S, H2CO3, HNO2, HCN, H2SiO3, H3BO3, HClO и др., а также большинство оснований многовалентных металлов, NH4OH и вода.

Слабые электролиты диссоциируют частично и обратимо. В их растворах преобладают не ионы, а молекулы. К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать константу равновесия, которая называется константой диссоциации (КД) и приводится в таблицах. Константа диссоциации характеризует силу электролита: чем больше величина КД., тем сильнее электролит, и наоборот.

HNO2 H+ + NO2– (уравнение электролитической диссоциации)

1, где [H+], [NO2-], [HNO2] – молярные равновесные концентрации соответствующих частиц в растворе, КД – константа диссоциации азотистой кислоты HNO2

Степень диссоциации зависит от природы электролита, его концентрации, природы растворителя, присутствия в растворе одноименных ионов, температуры. Для одного и того же электролита при данной температуре степень диссоциации (a) увеличивается с разбавлением раствора; при больших разбавлениях электролит полностью диссоциирует (a®1). С увеличением температуры a также увеличивается.

НЕ нашли? Не то? Что вы ищете?

27.  Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели.

Ионное произведение воды — произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксида OH− в воде или в водных растворах.

Диссоциация воды

Вода в очень малой степени находится в диссоциированном состоянии (очень слабый электролит): H2OH+ + OH –


К её диссоциации можно применить закон действующих масс:

При столь малой константе диссоциации (КД), концентрация воды остается практически неизменной и равной: [H2O]=1000/18=55.6 моль/л. Произведение постоянных величин также постоянная величина: Kд∙[H2O] = [H+]∙[OH–].


Таким образом, произведение молярных концентраций ионов водорода [H+] и гидроксильных групп [OH–] в любом водном растворе есть величина постоянная (при данной температуре) и называется ионным произведением воды (КВ). Диссоциация воды – процесс эндотермический, поэтому ионное произведение воды (КВ) зависит от температуры. С повышением температуры увеличивается концентрация [H+] и [OH–] ионов и величина ионного произведения: так, при 100оС: КВ = [H+][OH–] = 59∙10-14 , при 0оС: КВ = [H+][OH–] = 0,139∙10-14.

Водородный показатель (рН) — отрицательный десятичный логарифм активности, или концентрации, водородных ионов в растворе (—lg [H]). В. п. является основной количественной характеристикой кислотности водных растворов., выраженной в молях на литр:

\mbox{pH} = -\lg \left[ \mbox{H}^+ \right]\!

По аналогии рН введен гидроксильный показатель (рОН):

рОН = –lg [ОH-], где [ОH-] - молярная концентрация ионов ОH-. А также показатель константы воды: рКВ = –lg КВ . Логарифмируя ионное произведение воды получаем выражение: –lg [H+][OH–] = –lg 10–14 и далее: pH + pOH = 14.

28.  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, Скисл – молярная концентрация кислоты, Ккисл – 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+].

HNO2 H+ + NO2– (слабая кислота - слабый электролит)

29.  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, Сосн –

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

pH: Диссоциация слабого основания протекает незначительно, частично:

NH3∙H2O NH4+ + OH– (слабое основание - слабый электролит)

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

Насыщенный раствор находится в равновесии с твердой фазой растворяемого вещества. Гетерогенное равновесие «осадокнасыщенный раствор» характеризует константа равновесия. Если малорастворимый электролит диссоциирует по уравнению: AmBn mAn+ + nBm-,

то выражение для константы равновесия – произведения растворимости () – будет иметь вид: Кр = = [An+]m·[Bm-]n, где [An+], [Bm-] – молярные концентрации ионов An+ и Bm-, соответственно, в насыщенном растворе. Например, для равновесия: СaSO4 Ca2+ + SO42–

= 3,72∙10-5 [моль2/л2] (при 25оС)

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).

31.  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

32.  Гидролиз солей, константа гидролиза. Степень гидролиза и факторы, влияющие на неё.

Гидролиз солей - это ионно-обменное взаимодействие соли с водой. Реакция протекает, если в продуктах образуется слабая кислота и/или слабое основание. Она основана на поляризующем действии ионов соли на молекулы воды, в результате, которого нарушается равновесие диссоциации воды: Н2О Н+ + ОН-. Гидролиз - это реакция обратная нейтрализации, и следовательно идет с поглощением тепла, процесс эндотермический.

Количественно гидролиз характеризуется константой гидролиза (Кг) и степенью гидролиза (h). Константа гидролиза соли сильной кислоты и слабого основания рассчитывается по формуле:

Кг = [Кв ∕ Косн], где Кв – ионное произведение воды, Косн – константа диссоциации слабого основания.

Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах:
1 2 3 4 5 6 7