Сила электролитов. Степень и константа диссоциации

Силу электролитов можно охарактеризовать с помощью степени диссоциации.

Степень диссоциации электролита α- это отношение числа диссоциированных молекул к общему числу молекул растворенного вещ-ва. α=n_дисс / N_общ или α=n_дисс / N_общ * 100 ٪

Степень диссоциации зависит от температуры и концентрации раствора: при повышении температуры и понижении концентрации Ст. диссоциации возрастает. Степень диссоциации электролитов изменяется в пределах 0< α ≤1(значение α=0 относится к неэлектролитам). α ˃ 0,3 (30 ٪ ) – сильные электролиты (полностью распадаются на ионы) хорошо растворимые щёлочи, соли, кислоты α ˃ 0,03 (3 ٪ ) – слабые электролиты

для слабых элект. процесс дисс. описывается константой диссоц.

Константа диссоциации - отношение произведения концентраций ионов в растворе к концентрации недиссоциированных ионов.

ОСНОВАНИЯ, КИСЛОТЫ И СОЛИ В ТЕОРИИ Э.Д.

Основания. К основаниям принадлежат гидроксиды многих металлов. NaOH - гидроксид натрия (едкий натр), KOH - гидроксид калия (едкое кали), Ca(OH)₂ - гидроксид кальция (гашёная известь). Основания, которые хорошо растворяются в воде, называются щелочами, к ним относятся гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов.

С точки зрения теории электр. дисс. основания – это электролит, при диссоциации которого образуются гидроксид – анион (ОН^-). Многокислотные основания диссоциирут ступенчато имеет вид: Основание → Катион металла+ Гидроксид – ион

Ba(OH)₂ ˂—˃BaOH⁺+OH^-

BaOH˂—˃ Ba²⁺+ OH^-

Кислоты. - это электролит, при диссоциации которого образуются катионы водорода Н⁺. Многоосновные кислоты диссоциирут ступенчато имеет вид:

Кислота → Катион водорода + Анион кислотного остатка H₂SO₄ ˂—˃ H⁺ + HSO₄^-

HSO₄˂—˃ H⁺ + SO₄^2-

Соли - это электролит, при диссоциации которого образуются катионы металлов и анионы кислотного остатка. Уравнение э. дисс. солей имеет вид:

Соль → Катион металла + Анион кислотного остатка BaCl₂˂—˃ Ba²⁺ + 2Cl^-

K₂CO₃ ˂—˃ K⁺ + CO₃^2-

 

Вопрос 35

Ионные произведения воды. рН.

Кw= H^{+ =} OH^- = 10^-14 (ионное произведение воды) Пример: H^{+ =} 10^-3

рН = - lg ( (H⁺ ) OH^- -? OH = 10^-14

рН- это логарифм концентрации протонов (H⁺ ) рН.˃7 – щелочная;

рН = 7- нейтральная; рН = 3- кислая

Вопрос 36

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ. Степень и константа гидролиза

Гидролиз солей - взаимодейтсвие солей с водой, приводящее к образованию слабого электролита. Все соли делятся на 4 класса:

1.соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой – гидролизу не подвергается.

2.соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой (К2С03, Na2S — гидролиз по аниону); Na₂CO₃+H₂O = NaHCO₃+NaOH

2Na⁺+CO₃^2-+ H⁺+OH^-= Na⁺+ OH^-+ Na⁺+ H⁺CO₃^-

CO₃^2-+H₂O = HCO₃^-+OH^- Реакция среды - щелочная

3.соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой— гидролиз по катиону);

CuCl₂+H₂O˂—˃ HCl+CuOHCl Образуется слабодиссоциируемый катион CuOH⁺.

Cu²⁺+ 2Cl^-+H⁺+OH^- ˂—˃ H⁺+ Cl^-+ CuOH⁺ + Cl^-

Cu²⁺+HOH = CuOH⁺+H⁺ в растворе накапливается H⁺ ионы => Среда кислая

4. соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой - гидролиз по катиону и по аниону. Полный гидролиз Al₂S₃+6H₂O=2Al(OH)₃↓+3H₂S↑

Данная реакция гидролиза необратима, т.к. образуется осадок и выделяется сероводород

Гидролиз усиливается

а) при нагревании раствора (гидролиз обычно эндотермический процесс)

б) при разбавлении раствора водой

Степень гидролиза: h=n_гидрол / N_общ

константа гидролиза: 1 класс К₂ = Кw (10^-14) /Кg кислоты

2 класс К₂ = Кw (10^-14) /Кg основания

3 класс К₂ = Кw (10^-14) /Кg кислоты - Кg основания

вопрос 37

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ. Классификация.

Окислительно-восстановительные реакции — это реакции, которые протекают с изменением степеней окисления элементов.

Окисление — это процесс отдачи электронов: степень окисления при этом повышается.

Эл ⁰-ne =Эл⁺ⁿ или Эл ^{n +} -me =Эл^(+n+m) или Эл ^{n -} -me =Эл^(-n+m) Na^- - lе. —> Na_3.

Восстановление —это процесс присоединения электронов: степень окисления при этом повышается.Сl⁰+ 1е —>Сl^-.

Эл ⁰-ne =Эл^-n или Эл ^{n +} + me =Эл^(+n-m) или Эл ^{n -} +me =Эл^(-n-m)

Окислитель — атом или ион, который принимает электроны. Окислитель в химической реакции - восстанавливается.

Восстановитель - атом или ион, который отдает электроны. Восстановитель в химической реакции всегда окисляется

Восстановитель – е ˂—˃ Окислитель

Окислитель + е ˂—˃Восстановитель

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Межмолекулярные - Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах; вещ-ва могут быть как простыми, так и сложными.

S⁰ + O₂⁰ = S⁺⁴O₂^-2

S - восстановитель; O₂ - окислитель

Вопрос 44