- •1. Тепловые эффекты химических реакций. Экзотермические и эндотермические реакции. Теплоты сгорания и образования.
- •Шпаргалки (шпора) по Химии.
- •2. Закон Гесса. Следствия из закона Гесса.
- •Теплота растворения.
- •Энтропия и её изменения при химических процессах и фазовых периодах.
- •Кинетика. Понятие о скорости химических реакций. Гомогенные и гетерогенные системы.
- •Факторы, влияющие на скорость химической реакции
- •Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Закон действующих масс в гомогенной и гетерогенной системах.
- •Влияние температуры на скорость реакции. Энергия активации.
- •Катализ. Теория промежуточных соединений
- •Химическое равновесие. Константа химического равновесия.
- •Смещение химического равновесия при изменении концентрации веществ и температуры. Принцип Ле Шателье.
- •Общие понятия о дисперсных системах и растворах. Классификация дисперсных систем.
- •12. Образование растворов. Классификация растворов.
- •Растворы неэлектролитов. 2 закон Рауля.
- •Явление осмоса. Осмотическое давление.
- •16. Основы электролитической диссоциации. Константа диссоциации.
- •17. Растворы электролитов. Степень диссоциации и её зависимость от концентрации растворённого вещества (закон разбавления Оствальда) и температуры.
- •18. Способы выражения концентрации.
- •2 Ответ
- •20. Ионное произведение воды, pH растворов.
- •2 Ответ
- •21. Гидролиз солей.
- •22. Степень гидролиза. Влияние условий на степень полноты гидролиза: природа веществ, температура и концентрация веществ.
- •24. Адсорбция на поверхности раствор-газ. Уравнение Гиббса
- •25. Адсорбция газов и растворенных веществ твердыми сорбентами. Уравнение Френдлиха и Ленгмюра.
- •В некоторых случаях применяется уравнение Ленгмюра вида:
- •2. Уравнение изотермы адсорбции теории бэт
- •В некоторых случаях применяется уравнение Ленгмюра вида:
- •2. Уравнение изотермы адсорбции теории бэт
16. Основы электролитической диссоциации. Константа диссоциации.
Электролитическая диссоциация — распад электролита на ионы под действием полярных молекул растворителя.
Основы теории электролитической диссоциации – С.Аррениус, 1887г.:
1. Электролиты при растворении в воде диссоциируют.
2. Под действием электрического тока ионы движутся в растворе: положительно заряженные - к катоду, отрицательно заряженные — к аноду.
3. Диссоциация – обратимый процесс
В молекуле воды связь ковалентная полярная, молекула угловая, следовательно, молекула воды — диполь.
Причина диссоциации веществ с ионной связью: диполи воды разрушают кристаллическую решетку.
Причина диссоциации веществ с ковалентной полярной связью: молекулы воды вызывают еще большую поляризацию связи вплоть до ее разрыва.
Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты
Степень диссоциации — отношение числа распавшихся молекул к общему числу молекул растворенного вещества:
Если а ® 1, то электролит сильный. В растворе практически нет молекул. Примеры: НСl; NaOH; KBr.
Если а ® 0, то электролит слабый. В растворе много молекул и мало ионов. Примеры: H2S; NH3; Fe(SCN)3.
Константа диссоциации. Согласно Аррениусу, степень диссоциации, т.е. доля молекул, распавшихся на ионы, возрастает по мере разбавления раствора. Предположив, что скорости перемещения ионов через электролит не зависят от концентрации раствора, и измерив электропроводность, Аррениус рассчитал степень диссоциации нескольких электролитов при разных концентрациях. В.Оствальд в 1888 использовал этот метод для расчета концентрации свободных ионов и недиссоциированных молекул в растворе, а отсюда – константы равновесия (константы диссоциации) реакции диссоциации. Обратимая диссоциация электролита CA на ионы C+ и A– описывается уравнением CA C+ + A–, а константа диссоциации равна K = [C+][A–]/[CA] (величины в квадратных скобках – концентрации). Последнее соотношение удовлетворительно описывает поведение только растворов слабых электролитов – слабых кислот и оснований. Сильные электролиты, т.е. водные растворы сильных кислот, оснований и большинства солей, ведут себя иначе; оказалось, что фундаментальный постулат Аррениуса о постоянстве скоростей перемещения ионов и независимости их от концентрации неприменим к сильным электролитам.
17. Растворы электролитов. Степень диссоциации и её зависимость от концентрации растворённого вещества (закон разбавления Оствальда) и температуры.
РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ, содержат в заметных концентрациях ионы-катионы и анионы, образующиеся в результате электролитической диссоциации молекул растворенного в-ва. Р-ритель (чистый или смешанный) обычно в сколько-нибудь значит. степени не диссоциирован. Растворы электролитов обладают способностью проводить электрич. ток и относятся к проводникам второго рода. Благодаря увеличению общего числа частиц коллигативные св-ва бесконечно разбавленных растворов электролитов (т. е. св-ва, зависящие только от концентрации растворенного в-ва, но не от его природы) существенно отличаются от тех же св-в растворов неэлектролитов. Этим, в частности, объясняется увеличение осмотич. давления в сравнении со значением, предсказываемым законом Вант-Гоффа (см. Осмос), понижение давления пара р-рителя над р-ром в сравнении с предсказываемым Рауля законом и др. Наличием ионов обусловлены также классификация растворов электролитов, особенности теоретич. подходов в сравнении с др. классами р-ров. Наиб. изучены водные растворы электролитов, играющие важную роль во многих биол., геол. и техн. процессах. Неводные растворы электролитов служат средой для проведения синтеза и электрохим. процессов, используются в совр. технологиях (создание новых химических источников тока, солнечных батарей, процессы разделения в-в и др.).
Поскольку электролитическая диссоциация - процесс обратимый, то в растворах электролитов наряду с их ионами присутствуют и молекулы. Поэтому растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации (обозначается греческой буквой альфа α).
Степень диссоциации - это отношение числа распавшихся на ионы молекул N' к общему числу растворенных молекул N:
Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1 или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Если же α = 20%, то это означает, что из 100 молекул данного электролита 20 распалось на ионы.
Различные электролиты имеют различную степень диссоциации. Опыт показывает, что она зависит от концентрации электролита и от температуры. С уменьшением концентрации электролита, т.е. при разбавлении его водой, степень диссоциации всегда увеличивается. Как правило, увеличивает степень диссоциации и повышение температуры. По степени диссоциации электролиты делят на сильные и слабые.
Рассмотрим смещение равновесия, устанавливающегося между недиссоциированными молекулами и ионами при электролитической диссоциации слабого электролита - уксусной кислоты:
СН3СООН СНзСОO-+ Н+
При разбавлении раствора уксусной кислоты водой равновесие сместится в сторону образования ионов, - степень диссоциации кислоты возрастает. Наоборот, при упаривании раствора равновесие смещается в сторону образования молекул кислоты - степень диссоциации уменьшается.
Механизм электролитической диссоциации — распада молекул или кристаллов растворяемого вещества на ионы под влиянием молекул растворителя — был понят несколько позднее. Согласно современным воззрениям, такой распад является результатом взаимодействия полярных молекул растворителя, например воды, с молекулами или кристаллической решеткой растворяемого вещества. Молекулы растворителя атакуют кристаллическую решетку, разрушая ее и переводя составные части решетки (ионы) в раствор в форме сольватированных (гидратированных) заряженных частиц Окружающие эти ионы полярные молекулы растворителя ориентированы в соответствии с зарядом ионов. Растворение электролита в известной мере упорядочивает молекулы растворителя. Естественно предположить, что эта способность к упорядочению молекул растворителя у многозарядных ионов выражена сильнее, чем у однозарядных. В этом и нужно искать причину того, что соли, содержащие многозарядные ионы, плохо растворимы (в ряде случаев практически нерастворимы) в воде. Например, хлорид бария растворим хорошо, а сульфат бария — очень плохо. Следовательно, влияние растворенного вещества и растворителя является обоюдным: полярные молекулы растворителя разрушают кристаллическую решетку растворяемого вещества на отдельные ионы, а эти ионы, переходя в раствор, вызывают изменение растворителя, заставляя его молекулы упорядочиваться. Кроме того, сольватированные ионы растворенного вещества не индифферентны по отношению друг к другу. Противоположно заряженные ионы имеют тенденцию притягиваться силами электростатического взаимодействия, образуя нейтральные молекулы или нейтральные группы молекул. Разумеется, в реальном растворе всегда присутствуют как отдельные сольватированные ионы, так и нейтральные молекулы.
Действие растворителя на растворенное вещество настолько велико, что может вызывать электролитическую диссоциацию веществ, не обладающих ионным типом связи. Например, полярные молекулы хлороводорода, растворяясь в воде, разрываются ее молекулами на ионы. При растворении хлороводорода в бензоле, являющемся менее полярным растворителем, чем вода, диссоциации молекул не происходит. Поэтому раствор хлороводорода (кислота) в воде проводит электрический ток, а в бензоле нет.
Степень электролитической диссоциации a – число, показывающее, какая часть молекул электролита находится в растворе в виде ионов.
Согласно этому определению
Очевидно, во всех растворах неэлектролитов, где диссоциация на ионы полностью отсутствует, a=0, а в растворах, в которых все растворенное вещество присутствует в форме ионов (полная диссоциация), a=1. Очень часто для растворов средней и высокой концентраций (с»5,0%...с»10,0%) считают, что слабые электролиты характеризуются a£0,03, а сильные – a³0,30. Электролиты средней силы характеризуются промежуточными значениями степени диссоциации: 0,03£a£0,30. Однако необходимо отметить, что предложенная классификация является в значительной степени условной (особенно в случае слабых электролитов и электролитов средней силы). Это объясняется следующим. Степень диссоциации в общем случае зависит от природы электролита и растворителя, от концентрации и температуры раствора. Для растворов, образованных одними и теми же компонентами (растворителем и растворенным веществом), наибольший интерес представляет зависимость степени диссоциации от концентрации раствора. Для слабых электролитов типа H+B– (кислота) или А+ОН– (основание) степень диссоциации ос и концентрация раствора с связаны зависимостью:
где Кi — константа, характеризующая способность того или иного слабого электролита к диссоциации.
При малых значениях a (a£0,05) разность 1–a приблизительно равна 1. Тогда из этого уравнения можно получить:
что является математическим выражением закона разведения Оствальда: степень диссоциации слабого электролита в растворе тем выше, чем более разбавлен раствор.
Допустим, что при растворении электролита ВА в воде образуется раствор, имеющий концентрацию с. В результате некоторая часть а электролита ВА диссоциирует, образуя ионы B+ и А–. Величина a называется степенью диссоциации. Равновесная концентрация неионизированного электролита ВА оказывается равной с(1– a). Таким образом, можно записать
Запишем теперь выражение для константы равновесия рассматриваемой диссоциации
Подставив в это выражение равновесные концентрации участников диссоциации, получим
Это соотношение и представляет собой закон разбавления Оствальда. Константа Кс называется константой диссоциации электролита. Чем больше Kc, тем сильнее электролит.