Билет №35 Степень и константа диссоциации слабого электролита. Закон разбавления Оствальда. Ступенчатая диссоциация электролита. Влияние общих ионов на диссоциацию слабых электролитов.

Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая показывает склонность большого объекта диссоциировать (разделяться) обратимым образом на маленькие объекты, как например когда комплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль разделяется в водном растворе на ионы. Константа диссоциации обычно обозначается иобратна константе ассоциации. В случае с солями, константу диссоциации иногда называют константой ионизации.

В общей реакции

где комплекс разбивается наx единиц A и y единиц B, константа диссоциации определяется так:

где [A], [B] и [A_xB_y] — концентрации A, B и комплекса A_xB_y соответственно.

Исходя из определения степени диссоциации, для электролита КА в реакции диссоциации [A⁻] = [K⁺] = α·c, [KA] = c — α·c = c·(1 — α), где α — степени диссоциации электролита.

Тогда:

Это выражение называют законом разбавления Оствальда. При очень малых α (α<<1) K=cα² и

,

таким образом, при увеличении концентрации электролита степень диссоциации уменьшается, при уменьшении — возрастает. Подробнее связь константы диссоциации и степени диссоциации описана в статье Закон разбавления Оствальда.

Степень диссоциации — величина, характеризующая состояние равновесиявреакциидиссоциациивгомогенных (однородных) системах.

"Степень диссоциации это есть отношения числа продиссоциируемых молекул к общему числу молекул и умноженному на 100%":

числа распавшихся на ионымолекулк общему числу растворенных молекул.

Степень диссоциации равна отношению числа диссоциированных молекулк сумме, где— число недиссоциированных молекул. Частовыражают в процентах. Степень диссоциации зависит как от природы растворённого электролита, так и от концентрации раствора.

Перейти к: навигация, поиск

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

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

где α — степень диссоциации.

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

Ступенчатая диссоци ция аобусловливает возможность образования кислых и основных солей. [1]

Ступенчатая диссоциация сильных кислот не оказывает влияния на характер кривых титрования, которые имеют такой же 1вид, как и кривые одноосновных кислот. Так, на кривых титрования НС1 и H2SO4 наблюдается только одна точка эквивалентности. [2]

Соответственно ступенчатой диссоциации двух - и многоосновных кислот нейтрализация их протекает также по ступеням. [3]

Подобно ступенчатой диссоциации электролитов, первые ступени сольватационного равновесия и отвечающего ему кислотно-основного равновесия более резко выражены, чем последующие. [4]

Ступенчатой диссоциацией кислот объясняется образование кислых солей. [5]

Их ступенчатая диссоциация обусловливает образование кислых и основных солей. [6]

Продукты ступенчатой диссоциации следует рассматривать как комплексы. В растворе эти комплексы координационно насыщены за счет присоединения к центральному атому молекул растворителя. [7]

Продукты ступенчатой диссоциации координационно-насыщенных по данному лиганду соединений как комплексы были рассмотрены А. К. Бабко и Силленом. [8]

При ступенчатой диссоциации каждая ступень имеет свою константу электролитической диссоциации ( см. приложение, стр. [9]

При ступенчатой диссоциации электролитов каждая ступень характеризуется своей константой диссоциации. Так как константы диссоциации последующих ступеней очень малы сравнительно с константой диссоциации первой ступени, то обычно ведут расчет по константе диссоциации первой ступени. [10]

Примером ступенчатой диссоциации основания, содержащего в молекуле более одной гидроксильной группы, может служить гидроокись кальция. [11]

При ступенчатой диссоциации многоосновных кислот отщепление последующих ионов водорода затрудняется вследствие увеличения отрицательного заряда аниона и энергии связи иона водорода с анионом. Аналогичное явление наблюдается также при диссоциации солей. [12]

При такой ступенчатой диссоциации наиболее далеко идет в случае слабых электролитов обычно диссоциация в первой ступени. Каждой ступени отвечает своя соль ( например К3Р04; К2НР04; КН. [1]

В результате ступенчатой диссоциации в не слишком разбавленном растворе Н3РО4 содержится довольно много анионов Н2РО4, меньше НРО.

Билет №36

Самоионизация воды. Ионное произведение воды. Водородный (рН) и гидроксильный (рОН) показатели, их взаимосвязь в воде и водных растворах электролитов. Понятие об индикаторах и буферных растворах.

Наиболее важное значение имеет автопротолиз воды. Константа автопротолиза для воды обычно называется ионным произведением воды и обозначается как . Ионное произведение численно равно произведению равновесных концентраций ионов гидроксония и гидроксид-анионов. Обычно используется упрощенная запись:

При стандартных условиях ионное произведение воды равно 10⁻¹⁴. Оно является постоянной не только для чистой воды, но также и для разбавленных водных растворов веществ. Автопротолиз воды объясняет, почему чистая вода, хоть и плохо, но всё же проводит электрический ток.

На основе ионного произведения воды вычисляются водородный показатель и константа гидролиза солей, константа сольватации (произведение растворимости) — важнейшие характеристики равновесных процессов в растворах электролитов.

Ио́нное произведе́ние воды́ — произведение концентрацийионовводородаН⁺ и ионов гидроксилаOH⁻ в водеили в водныхрастворах,константа автопротолизаводы.

Вода, хотя и является слабым электролитом, в небольшой степени диссоциирует:

Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле:

где:

• [H⁺] — концентрация ионов гидроксония (протонов);

• [OH⁻] — концентрация гидроксид-ионов;

• [H₂O] — концентрация воды (в молекулярной форме) в воде;

Концентрация воды в воде, учитывая её малую степень диссоциации, величина практически постоянная и составляет (1000 г/л)/(18 г/моль) = 55,56 моль/л.

При 25 °C константа диссоциации воды равна 1,8·10⁻¹⁶моль/л. Уравнение (1) можно переписать как:

Обозначим произведение K·[H₂O] = K_в = 1,8·10⁻¹⁶ моль/л·55,56 моль/л = 10⁻¹⁴моль²/л² = [H⁺]·[OH⁻] (при 25 °C).

Константа K_в, равная произведению концентраций протонов и гидроксид-ионов, называется ионным произведением воды. Она является постоянной не только для чистой воды, но также и для разбавленных водных растворов веществ. C повышением температуры диссоциация воды увеличивается, следовательно, растёт и K_в, при понижении температуры — наоборот.

Водоро́дный показа́тель, pH (произносится «пэ аш», английское произношение англ. pH — piː'eɪtʃ «Пи эйч») — мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр:

pOH

Несколько меньшее распространение получила обратная pH величина — показатель основности раствора, pOH, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации в растворе ионов OH⁻:

как в любом водном растворе при 22 °C , очевидно, что при этой температуре: