- •Методичні розробки
- •Частина 1
- •Ужгород – 2002
- •Передмова
- •Техніка експерименту в хімічній лабораторії
- •Загальні правила роботи в хімічній лабораторії
- •Предмет
- •Атомно-молекулярна теорія
- •Основні
- •Поняття
- •Прості та складні речовини
- •Хімічна символіка
- •Фізичні величини
- •Закон збереження маси
- •Закон еквівалентів
- •Закон сталості складу речовини
- •Закон кратних відношень
- •Газові закони
- •Закон Авогадро
- •Рівняння Менделєєва-Клапейрона
- •Хімічна термодинаміка
- •Термодинамічна система
- •Внутрішня енергія системи
- •Перший закон термодинаміки
- •Ентальпія системи
- •Тепловий ефект реакції
- •Закони термохімії
- •Термохімічні рівняння реакцій
- •Стандартний стан речовини
- •Термохімічні розрахунки
- •Поняття про ентропію
- •Другий закон термодинаміки
- •Хімічна кінетика
- •Поняття про швидкість хімічної реакції
- •Швидкість гомогенних реакцій
- •Швидкість гетерогенних реакцій
- •Залежність швидкості хімічної реакції від температури
- •Енергія активації хімічної реакції
- •Фотохімічні реакції
- •Ланцюгові реакції
- •З розгалуженими ланцюгами
- •Оборотні та необоротні реакції
- •Хімічна рівновага
- •Зміщення хімічної рівноваги
- •Фазові рівноваги
- •Каталіз
- •Розчини
- •Дисперсні системи
- •Розчини
- •Теорії розчинів
- •Розчинність речовин
- •Розчини
- •Розчини
- •Розчини твердих речовин
- •Способи вираження концентрації розчинів
- •Розчини неелетролітів
- •Тиск пари розчинів
- •Температура кипіння і температура замерзання розчинів
- •Розчини електролітів
- •Теорія електролітичної дисоціації
- •Ступінь електролітичної дисоціації
- •Ізотонічний коефіцієнт
- •Константа електролітичної дисоціації
- •Закон розведення
- •Властивості розчинів сильних електролітів
- •Добуток розчинності
- •Іонний добуток води
- •Водневий показник
- •Буферні розчини
- •Індикатори
- •Реакції у розчинах електролітів
- •Гідроліз солей
- •Ступінь гідролізу солі
- •Колоїдні розчини
- •Будова колоїдних часток
- •Окисно-відновні процеси електрохімічні процеси корозія
- •Ступінь окиснення елементу
- •Поняття про окисно-відновні реакції
- •Окисно-відновні властивості речовин
- •Класифікація окисно-відновних реакцій
- •Методи складання рівнянь окисно-відновних реакцій
- •У кислому середовищі:
- •У нейтральному середовищі:
- •В лужному середовищі:
- •Окисно–відновний потенціал
- •Еквівалент окисника і відновника
- •Електродний потенціал
- •Електричного шару
- •Гальванічний елемент
- •Стандартний електродний потенціал
- •Водневий електрод
- •Ряд стандартних електродних потенціалів металів
- •Електроди першого роду
- •Електроди другого роду
- •Окисно-відновні електроди
- •Іонселективні електроди
- •Електроліз
- •Закони електролізу (м.Фарадей)
- •2. Рівні кількості електрики виділяють при електролізі з різних хімічних сполук еквівалентні кількості речовин.
- •Масу речовини, що виділилася при електролізі, розраховують за формулою
- •Корозія
- •Електрохімічна корозія
- •Захист металів від корозії
- •Загальні властивості полімерів
- •Полімери як високомолекулярні речовини
- •Структура полімерів
- •Реакція полімеризації
- •Механізми полімеризації
- •Властивості полімерів
- •Каучуки
- •Структура каучуків
- •Синтетичні каучуки
- •Вулканізація каучуків
- •Реакція поліконденсації
- •Пластмаси
- •Література для самостійної роботи студентів
Теорія електролітичної дисоціації
Основні положення теорії
електролітичної дисоціації, сформульовані
Сванте Арреніусом, наступні:
Електроліти при розчиненні або в розплаві дисоціюють на іони.
При проходженні електричного струму через розчин або розплав електроліту спостерігається напрямлений рух іонів: позитивно заряджені іони (катіони) рухаються до катоду; негативно заряджені іони (аніони) рухаються до аноду.
Процес дисоціації є оборотнім.
Згідно з Каблуковим, іони з водою утворюють гідратовані іони. Сила взаємодії між протилежно зарядженими іонами в розчині послаблюється також і тому, що у розчинах з великими значеннями діелектричної проникності () енергія електростатичної взаємодії в раз менша, ніж у вакуумі, де =1: F = , де F – сила взаємодії між іонами; z – заряд іона; NA– число Авогадро; – діелектрична проникність середовища; r – віддаль між центрами іонів. У розчинниках, які мають велике значення , наприклад, у воді (=81), мурашиній кислоті (=56), рідкому HCN (=95,) електроліти дисоціюють значно краще, ніж у розчинниках з малим значенням ().
Ступінь електролітичної дисоціації
Здатність
електроліту дисоціювати на іони кількісно
оцінюється за допомогою ступеня
дисоціації
.
показує, яка частка від загального числа
молекул розчиненої речовини розпалася
на іони (продисоціювала): =
,
де С
– молярна концентрація розчину (моль/л).
часто виражають і в процентах:
·100%.
За величиною ступеня дисоціації розчинів
усі електроліти поділяють на сильні і
слабкі. До сильних
електролітів
належать речовини, які у розчині практично
повністю дисоціюють на іони. Слабкі
електроліти
у розчинах дисоціюють частково.
Характерною особливістю слабких
електролітів є встановлення динамічної
рівноваги між іонами і молекулами
розчиненої речовини.
Ізотонічний коефіцієнт
Ступінь
електролітичної дисоціації визначають
експериментально за величиною ізотонічного
коефіцієнту або шляхом вимірювання
електропровідності розчинів різної
концентрації. Позначимо: С
– загальна концентрація електроліту
(моль/л),
– ступінь електролітичної дисоціації,
n
– число іонів, на які дисоціює одна
молекула. Тоді C
– число молекул, що продисоціювали; Cn
– число
іонів, які при цьому утворилися, тоді
число молекул, які не продисоціювали,
складатиме С–C = C
(1–).
Ізотонічний
коефіцієнт
і
є відношенням числа реально існуючих
в розчині часток (число непродисоційованих
молекул + число іонів) до числа часток
розчиненої речовини: і =
;
звідки iC = C
(1–)+Cn;
i = 1–+n;
i = 1+(1+n);
i–1 = (n–1);
=
.
і визначають за експериментальними і розрахованими значеннями р, росм., tкип, tзам,.а також за величиною електропровідності розчину: = ( – еквівалентна електропровідність розчину; ∞ – еквівалентна електропровідність того самого електроліту при безмежному розбавленні). Еквівалентна електропровідність – це електропровідність стовпчика розчину, що містить 1 еквівалент електроліту, і який знаходиться між електродами, відстань між якими дорівнює 1 см. Еквівалентну електропровідність визначають за питомою електропровідністю , тобто електропровідністю 1 см3 розчину: = V, де V – розбавлення розчину або об’єм (см3), в якому міститься 1 екв. електроліту. Оскільки V = (С – нормальність розчину), то = .