18)Сильные электролиты.Истинная и кажущаяся степерь диссоциации сильных электролитов.Понятие об активности и коэффициенте активности ионов

Сильные электролиты — химические соединения, молекулы которых в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы.

Степень диссоциации таких электролитов близка к 1.

К сильным электролитам относятся многие неорганические соли, некоторые неорганические кислоты и основания в водных растворах, а также в растворителях, обладающих высокой диссоциирующей способностью (спирты, амиды и др.).

Степень диссоциации обычно определяют по данным измерения электропроводности растворов, которая прямо пропорциональна концентрации свободно движущихся ионов. При этом получают не истинные a , а кажущиеся значения. Они всегда меньше истинных значений a , т.к. ионы при движении к электродам сталкиваются и частично уменьшают свою подвижность, особенно при высокой их концентрации в растворе, когда возникает электростатическое притяжение между ионами. Например, истинное значение степени электролитической диссоциации HCl в разбавленном растворе равно 1, в 1 М растворе a = 0,78 (78%) при 18 ° С, однако, в этом растворе не содержится 22% недиссоциированных молекул HCl, практически все молекулы диссоциированы.

Активность для бесконечно разбавленных растворов равна молярной концентрации вещества: а = с и выражается в грамм ионах на литр. Для реальных растворов вследствие сильного проявления межионных сил активность меньше молярной концентрации иона. Поэтому активность можно рассматривать как величину, характеризующую степень связанности частиц электролита.

Коэффициент активности (f), который характеризует степень отклонения свойств реальных растворов от свойств идеальных растворов; он является величиной, отражающей все происходящие в растворе явления, вызывающие понижение подвижности ионов и снижающие их химическую активность. Численно коэффициент активности равняется отношению активности к общей молярной концентрации иона: f = ac а активность равна молярной концентрации, умноженной на коэффициент активности: а = cf Для сильных электролитов молярную концентрацию ионов (с) вычисляют, исходя из допущения полной диссоциации их в растворе.

19)Ионное произведение воды.Водородный и гидроксильный показатели.Буферные растворы,их состав,сущность буферного действия.Ацетатная и аммонийная буферные смеси

Ионное произведение воды — произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксида OH− в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды.

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

H2O + H2O ↔ H3O+ + OH− или H2O ↔ H+ + OH−

Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле: K=[H+][OH-]\[H2O]

Концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов важна в химии растворов, поэтому была введена специальная величина — водородный показатель, или pH. По определению, водородный показатель есть обратный логарифм концентрации ионов H+:pH=-lg[H+].

pH чистой воды равен -lg10-7=7. Если в растворе концентрация ионов Н+ больше, чем 10-7 моль/л, то pH такого раствора будет меньше 7, что является показателем кислой среды раствора, Если же [Н+]<10-7 моль/л, то pH>7, и раствор имеет щелочную реакцию.

Для определения среды растворов используются приборы, называемые pH-метрами. Быстрый анализ можно провести, если в исследуемый раствор добавить одну-две капли кислотно-основного индикатора, т.е. такого вещества, которое под действием ионов Н+ и ОН- может резко изменять свою окраску. Изменения окрасок наиболее распространенных индикаторов приведены ниже.

Буферные растворы — растворы с определённой устойчивой концентрацией водородных ионов; смесь слабой кислоты и её соли (напр., СН3СООН и CH3COONa) или слабого основания и его соли (напр., NН3 и NH4CI). Величина рН буферного раствора мало изменяется при добавлении небольших количеств свободной сильной кислоты или щёлочи, при разбавлении или концентрировании. Буферные растворы широко используют в различных химических исследованиях.

Буферные растворы имеют большое значение для протекания процессов в живых организмах. Например, в крови постоянство водородного показателя рН поддерживается буферными смесями, состоящими из карбонатов и фосфатов. Известно большое число буферных растворов.Значение pH буферного раствора можно рассчитать по формуле:pH=pK+log[A-]\[HA] , где pK это показатель константы диссоциации кислоты HA.

Ацетатный буферный раствор представляет собой раствор уксусной кислоты СН3СООН и ацетата натрия NаСН3СОО. Аммиачный буферный раствор представляет собой раствор гидроксида аммония NH4OH и хлорида аммония NH4Cl.

Буферное действие подобных растворов основано на следующих процессах. Если к ацетатному буферному раствору [СН3СООН + NаСН3СОО] прибавить в пределах буферной емкости раствор щелочи (NaOH или КОН), то будет происходить нейтрализация гидроксида слабой кислотой: СН3СООН + ОН– = СН3СОО– + Н2О.

При добавлении к ацетатному буферному раствору сильной кислоты ионы водорода связываются анионами слабой кислоты, образующейся при диссоциации соли: Н+ + СН3СОО– = СН3СООН.

Аналогично действие аммиачного (аммиачно-аммонийного) буферного раствора [NH4OH + NH4Cl] при введении кислоты или щелочи, обусловленное протеканием следующих процессов: NH4OH + Н+ =NH4 + Н2О, NH4 + ОН- = NH4OH.

Как рассчитать рН буферного раствора, вы знаете: вспомните о смещении равновесия диссоциации уксусной кислоты одноименным ионом – добавлением в раствор ацетата натрия. Именно тогда вы получили буферный раствор!