- •Теория Электролитической диссоциации
- •Сильные и слабые электролиты
- •1. Теория растворов слабых электролитов.
- •2. Теория растворов сильных электролитов.
- •Кислоты и основания
- •1. Теория Аррениуса.
- •2. Теория Бренстеда и Лоури.
- •3. Теория Льюиса.
- •Эталоны решения задач
- •В зависимости от условий ион hco3– может как отдавать протоны:
- •Таким образом, в первом случае ион hco3 является кислотой, во втором основанием, т. Е. Является амфолитом.
- •Вопросы для самоконтроля
- •Варианты задач для самостоятельного решения
- •Шкала значений pH
- •Расчет значений рН и рОн в разбавленных растворах сильных и слабых кислот и оснований
- •Кислотно-основное равновесие биологических жидкостей
- •Эталоны решения задач
- •Вопросы для самоконтроля
- •Варианты задач для самостоятельного решения
- •Гидролиз солей
- •Количественные характеристики гидролиза
- •Усиление и подавление гидролиза
- •Значения рН растворов гидролизующихся солей
- •Эталоны решения задач
- •Вопросы для самоконтроля
- •Варианты задач для самостоятельного решения Вариант №1
- •Вариант №2
- •Вариант №3
- •Вариант №4
- •Вариант №5
- •Вариант №6
- •Вариант №7
- •Вариант №8
- •Вариант №9
- •Вариант №10
- •Вариант №11
- •Вариант №12
- •Вариант №13
- •Вариант №14
- •Вариант №15
- •Вариант №16
- •Вариант №17
- •Вариант №18
- •Вариант №19
- •Вариант №20
- •Элементы количественного анализа
- •Объемный (титриметрический) метод анализа
- •Расчеты в объемных методах анализа Закон эквивалентов
- •Методы кислотно-основного титрования
- •Титранты и их стандартизация
- •Фиксирование точки эквивалентности
- •Механизм действия индикаторов
- •Точка перехода и интервал перехода окраски индикатора
- •Правила выбора индикатора
- •1. Титрование сильной кислоты сильным основанием.
- •3. Титрование слабого основания сильной кислотой.
- •Степень окисления. Окисление и восстановление
- •Окислители и восстановители
- •Последовательность подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций (метод электронно-ионного баланса)
- •Оксидиметрия
- •Перманганатометрия
- •Иодометрия
- •Расчет эквивалентов окислителей и восстановителей
- •Эталоны решения задач
- •Метод нейтрализации
- •Метод оксидиметрии
- •Вопросы для самоконтроля
- •Варианты задач для самостоятельного решения Вариант №1
- •Вариант №2
- •Вариант №3
- •Вариант №4
- •Вариант №5
- •Вариант №6
- •Вариант №7
- •Вариант №8
- •Вариант №9
- •Вариант №10
- •Вариант №11
- •Вариант №12
- •Вариант №13
- •Вариант №14
- •Вариант №15
- •Вариант №16
- •Вариант №17
- •Вариант №18
- •Вариант №19
- •Вариант №20
2. Теория растворов сильных электролитов.
Сильные электролиты в растворах полностью диссоциированы на ионы. Это достоверно установлено рядом физико-химических иссле-дований. Однако, в ходе некоторых экспериментов было отмечено, что величины электропроводности, значения изотонических коэф-фициентов и другие параметры оказывались несколько заниженными по сравнению с теоретически рассчитанными для условий 100%-й диссоциации.
Кажущееся противоречие объясняется в теории Дебая-Хюккеля. В основу данной теории был положен очевидный факт, что в концентрированных растворах сильных электролитов, вследствие их полной диссоциации, содержится значительно большее количество ионов по сравнению с растворами слабых электролитов. Это приводит к тому, что в растворах сильных электролитов наблюдается межионное взаимодействие, в результате которого вокруг каждого иона концентрируются ионы противоположного знака, образуя так называемую «ионную атмосферу». Как следствие, в растворах сильных электролитов реализуется ситуация, когда число кинетически самостоятельных ионов, участвующих в различных физико-химических процессах, несколько занижено по сравнению с общим числом ионов, образующихся при 100%-й диссоциации электролита. Таким образом, экспериментально определяемая степень диссоциации оказывается меньше 100% и потому она назы-вается кажущейся степенью диссоциации K.
В этой связи было введено понятие активности ионов, которое отражает количество ионов, не занятых в межионных взаимо-действиях.
Активность иона а(X) связана с его концентрацией следующим соотношением:
, |
(5) |
где а(X) – активность иона X, моль/л;
С(X) – молярная концентрация иона X, моль/л;
f(X) – коэффициент активности иона X.
Коэффициент активности f(X) показывает степень отклонения раствора с концентрацией С(X) от поведения раствора при беско-нечном разбавлении.
В растворах сильных электролитов коэффициенты активности определяют при помощи предельного закона Дебая-Хюккеля:
|
(6) |
где 0,5 – множитель, учитывающий влияние температуры;
f(X) – коэффициент активности иона X;
Z(X) – заряд иона X;
I – ионная сила раствора.
Ионная сила раствора представляет собой полусумму произведений концентраций всех ионов раствора и квадратов их зарядов:
|
(7) |
Вбесконечно разбавленных растворах сильных электролитов концентрации ионов составляют величины, близкие к нулю, следовательно,I 0 и f(X) 1. В таких растворах а(X) C(X).
С увеличением концентрации раствора значения коэффициента активности снижаются и в этом случае а(X) < C(X).
Следует отметить, что с помощью теории Дебая-Хюккеля удалось определить константы диссоциации сильных кислот. Действительно, считая величину < 1, диссоциацию сильной кислоты HA можно представить как неполную:
HA ⇄ H+ A,
а константу диссоциации выразить через активности ионов:
Величины констант диссоциации некоторых сильных кислот представлены в таблице 2. Приведенные значения позволяют дать сравнительную оценку силы этих кислот.
Таблица 2. Константы диссоциации некоторых сильных кислот при 298 К.
кислота |
|
кислота |
|
HNO3 |
43,6 |
HCl |
107 |
HMnO4 |
200 |
HBr |
109 |
H2SO4 |
= 103 |
HI |
1011 |