1.17 Слабые электролиты. Степень и константа диссоциации. Взаимосвязь константы и степени диссоциации (закон разбавления Освальда)

К слабым относится большинство органических кислот и основания, образованные большинством металлов (кроме щелочных и щелочноземельных). Пример Н₂S – сероводород, Н₂SO₃ – сернистая, NH₄OH – гидрооксид аммония. По степени диссоциации делятся на слабые, сильные и средние. Слабые электролиты по степени диссоциации.

Электролитическая диссоциация – процесс распада молекул электролитов на ионы под действием полярных молекул растворителя. Катионы – положительно заряженные ионы металлов. Анионы – отрицательно заряженные ионы кислотных осадков. Под действием внешнего электромагнитного поля катионы движутся к отрицательно заряженному электроду – катоду, а анионы к положительно заряженному аноду. Для характеристики соединений наряду со степенью диссоциации важное значение имеет константа диссоциации. Степенью диссоциации называется отношение числа молекул электролита, полностью распавшихся на ионы, к общему взятому их числу.

Процесс диссоциации обратим т.е. равновесию в растворе электролита всегда соответствует определенное значение константы.

закон разбавления Освальда. Константа диссоциации слабого электролита прямо пропорциональна его концентрации и квадрату степени дисскоциации. , для очень слабых

1.15 Основные положения теории электролитической диссоциации. Влияние природы растворителя и растворенного вещества на диссоциацию. Состояние ионов в водных растворах. Гидратация ионов. Роль гидратации ионов Рауля и Вант-Гоффа.

Электролитическая диссоциация – процесс распада молекул электролитов на ионы под действием полярных молекул растворителя. Катионы – положительно заряженные ионы металлов. Анионы – отрицательно заряженные ионы кислотных осадков. Под действием внешнего электромагнитного поля катионы движутся к отрицательно заряженному электроду – катоду, а анионы к положительно заряженному аноду. Процесс диссоциации обратим. Факторы влияющие на степень диссоциации: природа электролита. Все вещества образованные с помощью ионной связи, являются сильными электролитами. Природа растворителя. Чем полярнее молекулы растворителя, тем больше степень диссоциации. Полярные растворители – вода, жидкий аммиак. Концентрация раствора. Чем меньше концентрация раствора, тем больше степень диссоциации т.к. уменьшается вероятность обратного процесса. Изменение температуры. Нагревание и охлаждение мало влияют на степень диссоциации. Только у воды при увеличении температуры степень диссоциации заметно повышается. Влияние одноименных ионов. Присутствие одноименных ионов понижает степень диссоциации слабых электролитов.

1.19 Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель рН.

Вода очень слабый электролит, диссоциирует частично на катионы водорода и гидроксид-анионы. система находится в состоянии термодинамического равновесия. По закону действующих масс. Константа равновесия химической реакции = произведению концентраций продуктов реакции, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов в уровнении реакции, деленному на произведение концентраций исходных веществ, взятых в степенях их стехиометрических. обозначим К*[H₂O] через К_Н2О величина называется ионным произведением воды. Ионное произведение воды = произведению концентрации катионов водорода на концентрацию гидроксид-анионов. Константа диссоциации воды . Концентрация недиссцилированных молекул воды равна общему числу молей воды в литре 1000:18=55,56 моль/л. Тогда получим

К*[H₂O]=1,8*10^-16* 55,56=10^-14, следовательно . Изменение концентраций протонов и гидроксид-ионов в растворе создает кислую или щелочную среды. [H⁺]<10^-7 – щелочная,

[H⁺]>10^-7 – кислая. . Водородный показатель(рН) численно = десятичному логарифму концентрации катионов водорода, взятому с обратным знаком. , аналогично расчитывается гидроксидный показатель . Для нейтральной среды [рH] =7, щелочной - [рH] >7, кислой - [рH] <7