21. Ступенчатая диссоциация электронов

Электролиты с многозарядными катионами и анионами дисоциир. ступенчато кроме нормальных солей. Константы дисоции. Каждой ступени значительно отличаются от константы дис . предыдущей ступени

Кислоты

1

2

Kдис1 Kдис2

Диссоциация снований:

Кислых солей:

Основные соли:

Реакции ионного обмена в растворах электролитов:

22. Сильные электролиты- это электролиты которые практически полностью дисациируют в водных растворах т.е.в растворах практически нет молекул только ионы

• Гидроксиды щелочных и щелочно- земельных металлов

• Сильные кислоты HNO3,H2SO4,HCl

• Большинство солей

Закон действующих масс не применим для сильных электролитов.

Активность а=См*f

f- коэффициент активности зависит от:

• Концентрации р-ра

• Состава р-ра

• Заряда и природы иона

В сильноразбавленных р-рах с концентрацией См<<0.5 коэффициент f мало зависит от природы иона, а зависит от заряда иона Z и ионной силы р-ра

I- ионная сила р-ра

Для соотв. р-ров электролита

23. Слабые электролиты –это э-ты которые диссоциируют в р-рах не полностью, а частично т.е. наряду с ионами в растворе присутствует молекулы электолитов(некоторые кислоты Н2S,Н2SO3,H2CO3,HCN,NH4OH

NH4OH

--закон действующих масс

-константа химического равновесия применимая к процессу диссоциации

(степень диссоциации)- это число которое показывает какая часть электролита подверглась дисоц. т.е. отношение числа молекул растворившихся на ионы к общему числу молекул электролита в растворе.

Степень диссоциации зависит:

• Природа электролита

• Концентрации электролита(чем больше концентрация р-ра тем меньше степень дисац.

Закон разбавления

24. Чистая вода очень плохо проводит электрический ток, но все же обладает измеримой электропроводностью, которая объясняется небольшой диссоциацией воды на ионы водорода и гидроксида

Для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентрации ионов водорода и гидроксила есть величина постоянная - ионное произведение воды

Водородный показатель – десятичный логарифм концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком , гидроксильный показатель

рОН= - lg

25-26. Гидролиз солей- это нарушение ионного равновесия воды ионами соли которые приводят к образованию слабых электролитов т.е. малодиссоциирующих в-в и изменению РН среды.

Гидролиз солей обр-ных слабой кислотой и сильным основанием:

Данный гидролиз идет по аниону, р-ция р-ра щелочная

КОН - сильное основание

НСN – слабая кислота

КСN+НОН=КОН+НСN

Слабый электролит, среда щелочная РН>7

Гидролиз солей обр-ных сильной кислотой и слабым основанием:

Гидролиз идет по катиону реакция рас-ра кислая

NH4OH- слабое основание

HCl- сильная кислота

NH4Cl+HOH=NH4OH+HCl

Слабый электролит, среда кислая РН<7

Гидролиз солей обр-ных слабой кислотой и слабым основанием:

Данный гидролиз идет по катиону и аниону, р-ция р-ра может быть нейтральная щелочная кислая

NH4OH- слабое основание

HCN- слабая кислота

NC4CN+HOH=NH4+HCN

РН среды зависит от силы слабого электр. и показат. среды слаб. электр явл констант диссоциации

27.Константа гидролиза зависит от:

1. соль - сильная кислота + сильное основание

2. соль - слабое основание + сильное основание

3. соль- слабая кислота+ слабое основание

Степень гидролиза- это отношения числа малекул подвергнутые гидролизу к общему числу малекул

, 1-h min ~1

К=

Степень гидролиза зависит:

1. от температуры с увелечением t гидролиз усиливается

2. от концентрации растворов с уменьшением См степень гидролиза выше

3. от силы слабого электролита