22. Растворы электролитов. Диссоциация кислот, оснований, солей.

Процесс растворения связан с диффузией (самопроизвольным распределением частиц одного в-ва между частицами другого). При внесении растворенного в-ва в р-ль, процесс идет самопроизвольно и р-р остается ненасыщенным. При ∆G=0 р-р становится насыщенным. Можно получить перенасыщенный р-р: он представляет собой систему, находящуюся в кажущемся равновесии. Растворимость данного в-ва = концентрации в насыщенном р-ре. Абсолютно нерастворимого в-ва нет. Электролиты – это в-ва, р-ры или расплавы которых проводят эл ток.

Процесс диссоциации обратим (распад на ионы). Причиной диссоциации явл.взаимодействие молекул р-ля и растворенного в-ва. В водных р-рах содержатся не свободные, а гидротированные ионы. Процесс диссоциации происходит только в полярных р-лях. В молекулах электролитов должны присутствовать ковалентные и полярные или ионные связи. В-ва с неполярными связями на ионы не диссоциируются. Различные электролиты по-разному диссоциируются в р-ре.

Диссоциация многоосновных к-т и многокислотных оснований. Дисс-ция в наиб.степени протекает по I ступени, это объясняется: отрыв второго и след.ионов будет протекать сложнее, т.к +ион должен отрываться от –частицы; химич.равновесие смещ.влево, потому что образуется избыток Н. В случае солей связь между катионом и кислотным остатком носит ионных хар-ер и дисс-цию считают 1-ступенчатой.

23. Сила электролитов. Константа диссоциации. Степень диссоциации и факторы на нее влияющие. З-н разбавления Освальда.

Константа диссоциации не зависит от концентрации р-ра, а зависит от t и природы в-ва.

Количественно дисс-ция хар-ся степенью дисс-ции. Степень дисс-ции зависит от t (t↑-ст.дис.↑), концентрации р-ра и природа в-ва. По ст.дис эл-ты можно поделить на 3 группы: 1) слабые (0-3%)-все нерастворимые осонования, NH₄ОН, органические к-ты (кроме муравьиной НСООН и щавельной), сероводородная к-та H₂S, угольная к-та Н₂СО₃, некоторые соли; 2) средней силы (3-30%)-фтороводородная к-та НF, сернистая к-та H₂SO₃, фосфорная к-та, муравьиная и щавельная к-ты; 3) сильные (›30%).

З-н Освальда: К_д=α²*С_в/(1-α), где α-ст.дис. Из з-на Освальда следует, что α↓ при ↑С_р-ра. Добавление одноименного иона→равновесие сдвигается в сторону диссоциирующего в-ва. При добавлении в р-р одноименного иона→хим.равновесие сдвигается в сторону ассоциации и α↓.

24. Произведение растворимости. Условие образования и растворения осадка.

Твердые в-ва хар-ся различной растворимостью. На ряду с хорошо-растворимыми в-вами сущ-ют малорастворимые и практически нерастворимые в-ва. Любое в-во обладает растворимостью.

Произведение С мало растворенного в-ва при данной t есть const, называемая произведением растворимости. ПР зависит от t, природы в-ва. ПР не зависит от C_иона. ПР колич-но хар-ет данное равновесие.

Условия выпадения осадка: ПС_ионов>ПР при данной t.

Условие растворения осадка: ПС_ионов<ПР.

25. Гидролиз солей (определение, константа гидролиза, степень гидролиза, 4 типа солей).

Гидролиз – это взаимодействие ионов соли с ионами Н₂О, приводящее к изменению концентрации последних и изменению хар-ра среды. Причины: наличие иона слабого эл-та в молекуле соли. Результат: образование слабого эл-та. Гидролиз процесс обратимый, зависящий от концентрации соли и t.

Количественными хар-ками гидролиза явл-ся К_г и степень гидролиза. К_г=К_воды/К_осн=10^-14/К_осн. К_г – это константа равновесия гидролитической реакции. Под степенью гидролиза подразумевается отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе. Α_г= .

Соли I (сильные к-та и основание): не подвергаются гидролизу NaCl+HOH↔NaOH+HCl; HOH↔OH+H. Соли II (сильная к-та и слабое основание): гидролиз идет по катиону (слабому иону) Zn(NO₃)₂+HOH↔Zn(OH)₂+HNO₃. Соли III (слабая к-та и сильное основание): гид-из идет по аниону Na₂SO₃+HOH↔NaOH+H₂SO₃. Соли IV (слабые к-та и основание): гид-из идет по аниону и катиону NH₄CN+HOH↔NH₄OH+HCN.