22. Слабые электролиты в водных растворах лишь частично (обратимо) диссоциируют на ионы.

При написании уравнений диссоциации слабых электролитов ставят знак  обратимости.

К слабым электролитам относятся:

·        Почти все органические кислоты и вода (Н₂О);

·        Некоторые  неорганические кислоты: H₂S, H₃PO₄, HClO₄, H₂CO₃, HNO₂, H₂SiO₃ (смотри  кислоты-слабые электролиты в таблице растворимости);

·        Нерастворимые гидроксиды металлов (Mg(OH)₂, Fe(OH)₂, Zn(OH)₂) 

Диссоциация полярной молекулы в полярном растворителе.

Механизм диссоциации веществ с различным типом связи.

Для веществ с ионным типом связи:

 Для количественной характеристики соотношения диссоциированных и недиссоциированных молекул электролита при данных условиях пользуются понятием степени электролитической дис­социации (ионизации). Степень электролитической диссоциации a равна отношению числа молекул, распавшихся на ионы, к об­щему числу молекул растворенного вещества. Величина a пока­зывает долю молекул электролита, распавшихся на ионы.

a = N/N 100% (или в долях)

 Если a = 2%, то это означает, что из 100 растворенных молекул 2 распалось на ионы.

По степени диссоциации в не очень разбавленных растворах электролиты разделяют на сильные, слабые и средней силы. Принято считать сильными электролитами те, для которых a > 30%, слабыми - если a < 3% и средней силы - если 3%< a <30%, причем все указанные значения a относятся к децимолярному раствору (0,1 М). Более строгое разделение электролитов на сильные и слабые основано на значениях кон­стант диссоциации.

К сильным электролитам в водных растворах относятся почти все соли, многие неорганические кислоты (НNОз, H₂SО₄, НСlО₄, НС1, HBr, HI и др.) и гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba).

Диссоциация - обратимый процесс (исключение составляют растворы очень сильных электролитов), поэтому для диссоциации веществ в растворе вводят константу равновесия - константа диссоциации или ионизации (см. вопрос 6 этой лекции).

Связь между степенью и константой диссоциации показывает закон разбавления Оствальда (1888 г.)

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие

КА Û К⁺ + А^-

Тогда К = [K⁺] [A^-]/[KA]

Если принять, что исходная молярная концентрация равна с, а степень диссоциации a, то [K⁺] = [A^-] = сa, а [KA] = (1- a) с. Подставляя в выражение получим

К = сa ^. сa /(1- a)с = сa²/1- a

Если a < 1, то a » 

Закон разбавления Оствальда — соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролитаот концентрации раствора:

Здесь  — константа диссоциации электролита,  — концентрация,  и  — значения эквивалентной электропроводности при концентрации  и при бесконечном разбавлении соответственно. Соотношение является следствием закона действующих масс и равенства

где  — степень диссоциации.

Закон разбавления Оствальда выведен В.Оствальдом в 1888 году и им же подтвержден опытным путём. Экспериментальное установление правильности закона разбавления Оствальда имело большое значение для обоснования теории электролитической диссоциации.

23. Диссоциация воды - разложение воды на составляющие химические элементы, иногда происходящая с созданием новых элементов, изначально в разлагаемом растворе не содержащихся, или содержащихся до начала разложения в меньшем количестве, чем после завершения процесса диссоциации. Диссоциация воды является эндотермической реакцией (см. эндотермическая реакция) , т. е. идущей с поглощением теплоты из окружающей среды. Известные способы диссоциации воды: 1. Электролиз водных растворов-электролитов. - наименее эффективный из известных на сегодня способв разложения воды, так как в этом случае энергия затрачивается, в основном, на нагрев проводника - электролита, настолько, что диссциируемый раствор не только не охлаждается, но, напротив, подвергается значительному нагреву. В промышленности XX века именно этот способ получил наибольшее растпространение, в силу того, что обеспечивает спрос и позволяет поддерживать высокие цены на такой товар, как невосполнимые энергоресурсы, из которых получают электричество, таких как нефть, газ, каменный угль и т. п. 2.Модель процесса разложения воды в центробежном поле Например, во вращающийся барабан заливается подогретый электролит, в котором при вращении в результате начинающегося электрохимического процесса происходит разложение воды на водород и кислород. Этот процесс разлагает воду с помощью кинетической энергии внешнего источника и тепловой энергии подогретого электролита. На основе данного процесса имеется ряд патентов, один из которых (RU 98/00190 (22.06.1998)) авторы - Кудымов Г. И и Студенников В. В. позиционируют, в том числе, и как и тепловой насос, поглощающий теплоту окружающей среды, таким образом, получение водородно-кислородной смеси здесь производится, в значительной мере за счет энергии окружающей среды или за счет обычно безвозвратно теряемого тепла, например выхлопных газов двигателей внутреннего сгорания.

Ионное произведение воды — произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксида OH− в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды. При 25 °C константа диссоциации воды равна 1,8·10−16моль/л.

Водоро́дный показа́тель, pH (лат. pondus Hydrogenii — «вес водорода», произносится «пэ аш») — мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентнаконцентрации) ионов водорода в растворе, количественно выражающая его кислотность. Равен по модулю и противоположен по знаку десятичному логарифмуактивности водородных ионов, выраженной в молях на один литр: