В результате диссоциации концентрация увеличивается (число частиц в единице объема).»
Академик Каблуков дополнил теорию ЭД: «основная причина диссоциации на ионы – взаимодействие с полярными молекулами воды».
Согласно закону Кулона, сила притяжения между зарядами 
показывает, во сколько раз сила в данной среде меньше, чем в вакууме.
Об ионизирующей способности растворителей судят по их диэлектрической проницаемости: чем она выше, тем энергичнее протекает процесс ЭД.
Кроме воды, электролиты диссоциируют в 
По способности диссоциации электролиты делятся на слабые и сильные. Сильные диссоциируют полностью – процесс необратим. Процесс диссоциации слабых обратим (в растворах содержатся как ионы, так и недиссоциированные молекулы).
Степень диссоциации - доля растворенного электролита, распавшегося на ионы. Для сильных - 
для слабых 
На практике СД определяют путем измерения электропроводимости раствора. Различают удельную электропроводимость 
и эквивалентную 
повышается с увеличением разбавления до некоторой предельной величины, когда все молекулы распадаются на ионы 
При этом предельное значение эквивалентной электропроводимости – электропроводимость при бесконечном разбавлении - 
Для слабых электролитов выполняется 
40.Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Понятие об индикаторах.
Электролиты – вещества, которые в растворе или расплаве состоят полностью или частично из ионов.
Они не подчиняются законам Рауля: их растворы замерзают при более низких температурах, а кипят при более высоких температурах, чем растворы неэлектролитов той же моляльной концентрации.
Электролитическая диссоциация.
Теорию ЭД предложил шведский ученый Аррениус. «Электролиты, растворяясть в воде, распадаются на ионы (заряженные частицы). При этом каждый ион ведет себя как самостоятельная частица.
В результате диссоциации концентрация увеличивается (число частиц в единице объема).»
Академик Каблуков дополнил теорию ЭД: «основная причина диссоциации на ионы – взаимодействие с полярными молекулами воды».
Чистая дистиллированная вода в небольшой степени проводит ток. Ее удельная электропроводимость: 
Вода диссоциирует по схеме: 
Константа диссоциации – частный случай константы равновесия: 
Ионное произведение воды: 
С повышением температуры это произведение возрастает.
Степень кислотности растворов условились оценивать при помощи десятичного логарифма концентрации ионов [H+]. Эта величина – водородный показатель.
нейтральный раствор pH=7, кислый - pH<7, щелочной - pH>7.
Реакцию среды (кислотность или щелочность) часто определяют с помощью индикаторов. Индикаторы - слабые органические кислоты или основания, которые меняют окраску в зависимости от [H+].
Пример. лакмус, фенолфталеин, универсальный индикатор.
38. Константа диссоциации. Закон разведения Оствальда.
Электролитическая диссоциация.
Теорию ЭД предложил шведский ученый Аррениус. «Электролиты, растворяясть в воде, распадаются на ионы (заряженные частицы). При этом каждый ион ведет себя как самостоятельная частица.
В результате диссоциации концентрация увеличивается (число частиц в единице объема).»
Академик Каблуков дополнил теорию ЭД: «основная причина диссоциации на ионы – взаимодействие с полярными молекулами воды».
Согласно закону Кулона, сила притяжения между зарядами показывает, во сколько раз сила в данной среде меньше, чем в вакууме.
Об ионизирующей способности растворителей судят по их диэлектрической проницаемости: чем она выше, тем энергичнее протекает процесс ЭД.
Кроме воды, электролиты диссоциируют в
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.
С разбавлением раствора степень диссоциации его увеличивается.
Выражает зависимость между 
Также можно установить связь и между 
Сильные электролиты: почти все соли, большинство кислот и гидроксиды металлов.
Электролиты средней силы: 
Слабые электролиты: почти все органические кислоты, вода.
41. Гидролиз солей. Константа и степень гидролиза.
Гидролиз - разложение солей под действием воды.
Вторая формулировка. Процесс, обратный нейтрализации, приводящий к образованию кислоты и основания.
Нейтрализация – реакция между кислотой и основанием.
1. Гидролиза нет
-если сильное основание и сильная кислота.
-если нерастворимые вещества («н» в таблице).
Пример. 
2. Полный гидролиз
-если слабая кислота и слабое основание.
-если «-» в таблице растворимости.
Пример. 
3. 
-если сильное основание и слабая кислота.
-если слабое основание и сильная кислота.
Пример. 
Константа гидролиза: 
Степень гидролиза – применяется для характеристики реакций гидролиза.
Степень возрастает с ростом температуры и с уменьшением концентрации (разбавлением).
42. 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.
______________________________________
43.Возникновение скачка потенциала на границе “металл-раствор”. Равновесный электродный потенциал.
Электрохимия – область физической химии, охватывающая химические процессы, сопровождающиеся возникновением электрического тока, либо вызванные действием электрического тока.
Электрод – проводник 1 рода, погруженный в раствор электролита в условиях прохождения через него тока. В объеме металла устанавливается подвижное равновесие: Ме=Men++ n*ē. При погружении электрода в воду катионы металла гидратируются полярными молекулами воды и переходят в раствор, Men++ mH2O=Meрn+m*H2O.
Поверхность электрода заряжается отрицательно за счет оставшихся электронов, из-за этого перешедшие в раствор катионы не могут отойти от электрода. Катионы и электроны создают двойной электрический слой (его толщина зависит от концентрации раствора, температуры, заряда металла). Пограничный слой жидкости заряжается положительно, поверхность металла отрицательно, возникает скачок электрического потенциала – электродный потенциал.
|
Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах:
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 |
