Степень и константа диссоциации слабого электролита. Закон разбавления Оствальда. Ступенчатая диссоциация электролита. Влияние общих ионов на диссоциацию слабых электролитов.
Степенью диссоциации (альфа) электролита называется доля его молекул, подвергщихся диссоциации. Константа диссоциации — вид F"константы равновесия, которая показывает склонность большого объекта F"диссоциировать (разделяться) обратимым образом на маленькие объекты, как например когда F"комплекс распадается на составляющие %B"молекулы, или когда %A%D%BE%D%BB%D%B "соль разделяется в водном растворе на %98%D%BE%D %BD"ионы. закон разбавления Освальда: K= Многоосновные кислоты, а также основания двух- и более валентных металлов диссоциируют ступенчато. В растворах этих веществ устанавливаются сложные равновесия, в которых участвуют ионы различного заряда. Первое равновесие – диссоциация по первой ступени – характеризуется константой диссоциации, обозначаемой К1, а второе - диссоциация по второй ступени – константой диссоциации К2. Величины К, К1 и К2 связаны друг с другом соотношением: К= К1К2 При ступенчатой диссоциации веществ распад по последующей ступени всегда происходит в меньшей степени, чем по предыдущей. Соблюдается неравенство: К1>К2>К3 … Это объясняется тем, что энергия, которую нужно затратить для отрыва иона, минимальна при отрыве его от нейтральной молекулы и становится больше при диссоциации по каждой следующей ступени. Влияние общего иона на диссоциацию слабого электролита: добавление общего иона уменьшает диссоциацию слабого электролита. 36. Самоионизация воды. Ионное произведение воды. Водородный (pH) и гидроксильный (pOH) показатели, их взаимосвязь в воде и водных растворах электролитов. Понятие об индикаторах и буферных растворах электролитов. Понятие об индикаторах и буферных растворах. Для жидкой воды характерна самоионизация. Молекулы ее взаимно влияют друг на друга. Тепловое движение частиц вызывает ослабление и гетеролитический разрыв связей О - Н в отдельных молекулах воды. Ионное произведение воды – произведение концентраций [Н+] и [OH¯] – есть величина постоянная при постоянной температуре и равная 10-14 при 22°C. Ионное произведение воды увеличивается с увеличением температуры. Водородный показатель рН – отрицательный логарифм концентрации ионов водорода: рН = – lg[H+]. Аналогично: pOH = – lg[OH¯]. Логарифмирование ионного произведения воды дает: рН + рOH = 14. Величина рН характеризует реакцию среды. Если рН = 7, то [Н+] = [OH¯] – нейтральная среда. Если рН < 7, то [Н+] > [OH¯] – кислотная среда. Если рН > 7, то [Н+] < [OH¯] – щелочная среда. Буферные растворы – растворы, имеющие определенную концентрацию ионов водорода. рН этих растворов не меняется при разбавлении и мало меняется при добавлении небольших количеств кислот и щелочей. Значение pH раствора определяют с помощью универсального индикатора. Универсальный индикатор – это смесь нескольких индикаторов, изменяющих окраску в широком интервале значений pH.
|
