- •Вопрос 5
- •6.2-Й закон термодинамики. Энтропия. Направление протекания химической реакции.
- •7.Изменение изобарно-изотермического потенциала (энергия Гиббса). Расчет энергии Гиббса для стандартных условий. Уравнение Гиббса. Анализ уравнения Гиббса.
- •10. Каталитические процессы. Энергетические диаграммы каталитических процессов. Катализатор. Механизм действия катализатора.
- •15.Растворы электролитов. Катионы анионы.
- •16.Каков механизм диссоциации солей в растворах или расплавах
- •18.Слабые электролиты. Константа и степень диссоциации
- •19.Вода как слабый электролит.Индикаторы.
- •20.Сущность гидролиза солей.
- •21.Гидролиз солей.
- •22.Константа гидролиза
- •1.Природа соли
- •2. Концентрация соли
- •3. Температура
- •4. Присутствие одноименных ионов
- •23.Химическая связь в комплексных соединениях и их строение
- •24. Диссоциация комплексных соединений с комплексным анионом и комплексным катионом. Константа нестойкости комплексного иона. Номенклатура комплексных соединений. Двойные соли.
- •25. Окислительно-восстановительные реакции. Окисление. Восстановление. Правила расчета степени окисления. Высшая низшая и средняя степень окисления.
- •26.Важнейшие окислители. Важнейшие восстановители.
- •27.Классификация окислительно-восстановительных реакция (привести примеры, составить уравнения реакции)
- •29.1.Стандартный электродный потенциал металла (е0)
- •2.Ряд напряжений
- •31.Сущность коррозийных поцессов.
18.Слабые электролиты. Константа и степень диссоциации
Молекулы слабых электролитов лишь частично диссоциированы на ионы, которые находятся в динамическом равновесии с недиссоциирующими молекулами. К слабым электролитам относятся многие органические кислоты и основания в водных и неводных растворителях. Степень диссоциации зависит от природы растворителя, концентрации раствора, температуры и других факторов (<1). Один и тот же электролит при одинаковой концентрации, но в различных растворителях образует растворы с различной степенью диссоциации. В растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и продуктами их диссоциации - ионами. Например, в водном растворе уксусной кислоты устанавливается равновесие
СНзСООН Н+ + СН3СОО-
константа которого (константа диссоциации) связана с концентрациями соответствующих частиц соотношением:
К = [н+] [сн3соо-]
[сн3соо]
Степенью диссоциации а электролита называется доля его молекул, подвергшихся диссоциации, т.е. отношение числа молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу молекул электролита в растворе.
В случае электролита MX, диссоциирующего на ионы М+ и Х-, константа и степень диссоциации связаны соотношением (закон разбавления Оствальда)
К = а2С/1 - а
где С - молярная концентрация электролита, моль/л.
Если степень диссоциации значительно меньше единицы, то при приближенных вычислениях можно принять, что 1 - а1. Тогда выражение закона разбавления упрощается:
К = а2С. Отсюда
Последнее соотношение показывает, что при разбавлении раствора (т.е. при уменьшении концентрации электролита С) степень диссоциации электролита возрастает.
Если в растворе электролита MX степень его диссоциации равна а, то концентрации ионов М+ и Х - в растворе одинаковы и составляют:
[М+] = [Х-] =аС
Подставив сюда значение а из предыдущего соотношения, находим:
[М+] = [Х-] =С=
Для расчетов, связанных с диссоциацией кислот, часто удобно пользоваться не константой К, а так называемым показателем константыдиссоциации рК, который определяется соотношением
рК = - lg К
Очевидно, что с возрастанием К, т.е. с увеличением силы кислоты, значение рК уменьшается; следовательно, чем больше рК, тем слабее кислота. При введении в раствор слабого электролита одноименных ионов (т.е. ионов, одинаковых с одним из ионов, образующихся при диссоциации электролита) равновесие диссоциации нарушается и смещается в направлении образования недиссоциированных молекул, так что степень диссоциации электролита уменьшается. Так, прибавление к раствору уксусной кислоты ее соли (например, ацетата натрия) приведет к повышению концентрации ионов СН3СОО - и, в соответствии с принципом Ле Шателье, равновесие диссоциации
СНзСООН Н+ + СН3СОО-
сместится влево.
В растворах многоосновных кислот, а также оснований, содержащих несколько гидроксильных групп, устанавливаются ступенчатые равновесия, отвечающие последовательным стадиям диссоциации. Так, диссоциация ортофосфорной кислоты протекает в три ступени, каждой из которых отвечает определенное значение ступенчатой константы диссоциации.
Н3РО4 -Н+ + Н2РО4 - (К1=7,5.10-3)
Н2РО4 - - Н+ + НРО42 - (К2=6,3.10-8)
НРО42 - - Н+ + РО43 - (К3=1,3.10-12)
Поскольку К1 >> К2 >>К3, то в наибольшей степени протекает диссоциация по первой ступени, а при переходе к каждой последующей стадии степень диссоциации, как правило, резко уменьшается.
Диссоциация электролита приводит к тому, что общее число частиц растворенного вещества (молекул и ионов) в растворе возрастает по сравнению с раствором неэлектролита той же молярной концентрации. Поэтому свойства, зависящие от общего числа находящихся в растворе частиц растворенного вещества (коллигативные свойства), - такие, как осмотическое давление, понижение давления пара, повышение температуры кипения, понижение температуры замерзания - проявляются в растворах электролитов в большей степени, чем в равных по концентрации растворах неэлектролитов. Если в результате диссоциации общее число частиц в растворе электролита возросло в i раз по сравнению с числом его молекул, то это должно быть учтено при расчете осмотического давления и других коллигативных свойств
Нейтральная среда |
[H+] = [OH-] = 10-7 М |
Кислая среда |
[H+] > [OH-], [H+] > 10-7 М, [OH-] ˂ 10-7 М |
Щелочная среда |
[H+] ˂ [OH-], [H+] ˂ 10-7 М, [OH-] > 10-7 М |
Здесь —константа диссоциации электролита, — концентрация,и— значения эквивалентной электропроводности при концентрациии при бесконечном разбавлении соответственно. Соотношение является следствиемзакона действующих масс и равенства
где —степень диссоциации.