Тема 2. Растворы электролитов

Цели, задачи:

На фактическом уровне получения знаний:

1. Электролиты сильные и слабые, кислоты, основания, соли, Изотонический коэффициент;

2. Самоионизация растворителя, ионное произведение воды (Кw), водородный и гидроксильный показатели -pHиpOH, константа диссоциации (К_д), степень диссоциации ();

3. Растворимость и произведение растворимости (ПР);

4. Количественные характеристики: константа гидролиза (К_гидр), степень гидролиза (β), истинная и активная концентрации (активность), коэффициент активности, ионная сила раствора;

5. Равновесие в растворах электролитов, гидролиз солей;

6. Законы и теории, применяемые для количественного описания равновесий в растворах электролитов: закон действующих масс, закон разведения Оствальда, теория Дебая-Хюккеля.

На операционном уровне получения знаний:

Обучить студента:

1. Отражать сущность процессов диссоциации (ассоциации) в уравнениях;

2. Приводить выражение закона действующих масс в растворах электролитов ( К_д, К_w, ПР, К_нест, К_гидр);

3. Использовать на практике справочные данные К_д, К_w, ПР, К_нест;

4. Приводить количественные характеристики процессов, проходящих в растворах электролитов в равновесных и неравновесных системах;

5. Составлять уравнения ионных процессов.

На аналитическом уровне получения знаний:

Обучить студента:

1. Классифицировать электролиты по их силе;

2. Объяснять причину отклонения от законов Рауля и Вант-Гоффа в разбавленных растворах электролитов;

3. Объяснять влияние добавления общего иона на растворимость слабого электролита и значение рН.

4. Обосновывать направление протекания ионообменных процессов (в том числе и гидролиз);

5. Прогнозировать возможности обменного взаимодействия ионов соли с водой и реакцию среды.

Фактический материал:

I. Теория электролитической диссоциации. Экспериментальные подтверждения диссоциации. Корректировка законов Рауля и Вант-Гоффа в разбавленных растворах электролитов. Изотонический коэффициент. Механизм электролитической диссоциации для веществ с ионным и ковалентно-полярным типом связи.

II. Количественные характеристики процесса диссоциации. Степень диссоциации и константа диссоциации слабых электролитов. Связь между К_ди α. Соотношение между К_ди силой электролита. Зависимость α от концентрации электролита, влияние силы электролита на электропроводность раствора. Расчет концентраций ионов в растворе

III. Особенности диссоциации сильных и слабых электролитов. Учёт межионных взаимодействий в концентрированных растворах сильных электролитов.

IV. Электролитическая диссоциация воды. ШкалаpH. ИзмерениеpH. Кислотно-основные индикаторы, принцип их действия. РасчетpHв растворах сильных и слабых кислот и оснований.

V. Гетерогенное равновесие “осадок – раствор”. Соотношение между ПР и растворимостью соединений. Условие образования и растворения осадка. Влияние одноименных ионов на растворимость. Нахождение молярной растворимости по величине ПР.

VI. Ионно-обменные процессы и их сущность. Условие необратимого протекания ионно-обменных реакций. Составление уравнений ионно-обменных реакций в молекулярной и ионно-молекулярной форме. Равновесие ”нейтрализация – гидролиз” и его количественные характеристики. Влияние различных факторов на степень гидролиза.

VII. Реакция среды в растворах гидролизующихся солей. Гидролиз многозарядных ионов. Составление уравнений реакций гидролиза.