Закон Освальда

Закон розведення вказує що при розведенні розчину(зменшенні концентрації) слабкого електроліту

Ступінь дисоціації збільшується.

32. Властивості кислот основ амфотерних гідроксидів з погляду теорії електролітів. Ступінчаста дисоціація.

Кислоти дисоціюють за схемою

HCl = H⁺ + Cl

H₂SO₄ = 2H⁺ + SO₄^2-

Кислоти дисоціюють з відчепленням іону H⁺. Багато основні кислоти дисоціюють ступінчасто як правило дисоціація відбувається тільки за першим ступенем основні властивості кислот пов’язані з тим що вони постачають ц розчин іон H⁺_.

Основи дисоціюють за схемою

Дисоціація лугів і солей відбувається в одну стадію. Внаслідок їх дисоціації утворюються іони металу та гідроксид іон.

NaOH = Na⁺ + OH^-

Ba(OH) ₂ = Ba²⁺ + 2OH^-

Основи дисоціюють з відчепленням іону OH^-. Багатокислотні основи дисоціюють як правило за першим ступенем.Основні властивості основ повязані з тим що вони постачають у розчин групу OH^-

Дисоціація амфотерних гідроксидів.

Амфотерні гідроксиди (амфоліти) можуть дисоціювати як за схемою кислоти так і за схемою основи в залежності від характеру середовища.

У кислоному середовищі вони дисоціюють за схемою основи

Zn(OH)₂=Zn²⁺+2OH^-

Влужному середовищі дисоціює за схемою кислоти

H₂ZnO₂=2H⁺+Zno₂^2-­

Багато основні кислоти багато кислотні основи дисоціюють ступінчасто як правило лише за першим ступенем.

33. Добуток розчинності малорозчинних електролітів. Вплив однойменних йонів на розчинність малорозчинних електролітів і на ступінь їх дисоціації.

Значення ДР малорозчинних у воді сполук визначають за допомогою електрохімічних методів: шляхом вимірювання електрору­шійної сили або за електропровідністю насичених розчинів. У таблицях значення ДР наводять при температурах 18–25 °С. З ДР визначають умови утворення і розчинення осаду. Якщо добуток рівноважних концентрацій іонів у насиченому розчині дорівнює ДР малорозчинного електроліту, то гетерогенна система перебуває у стані рівноваги: AgCl Ag+ + Cl–, ДРAgCl = [Ag+ ]⋅[Cl–]. Малорозчинний електроліт випадає в осад, коли добуток рівноважних концентрацій іонів біль­ший за значення ДР: [ Ag+ ] ⋅[ Cl–] > ДРAgCl. Оскільки ДР при певній температурі є сталою величиною, то підвищення концентрації одного з іонів, на які дисоціює сполука, призводить до зменшення концентрації іншого. Якщо до насиченого розчину AgCl додати розчин сполуки, яка містить іон Ag+ або Cl–, то рівновага AgCl Ag+ + Cl– порушується і згідно з принципом Лє Шательє змі­щу­ється ліворуч, тобто з розчину почне випадати AgCl. У свою чергу осад розчиняється, коли один з його іонів утворює малорозчинну сполуку, слабкий електроліт, комплексний іон або бере участь у реакції окиснення-відновлення. Якщо до гетерогенної системи, яка складається з осаду AgCl і насиченого розчину його іонів, додати концентрований розчин NH3, то внаслідок комплексоутворення Ag+ + 2NH3 [Ag (NH3)2]+ зменшується концентрація катіонів Ag+ у розчині, що спричиняє додаткове розчинення осаду.

Вплив однойменних іонів на дисоціацію слабких електролітів

На стан рівноваги електролітичної дисоціації слабкого електроліту впливає концентрація розчину. Змістити рівновагу можна також зміною концентрації одного з іонів, що знаходяться в розчині. Так, введення в систему СН3СООН! СН3СОО - + H+ дисоційованої солі оцтової кислоти (наприклад, CH3COONa) збільшить концентрацію іонів CH3COO-, що приведе до значного зсуву дисоціації вліво і до зниження кислотності середовища.

Подібним чином зменшується концентрація іонів ОН - при введенні у водний розчин аміаку будь-якої амонійної солі. Таким чином, введення у розчин слабкого електроліту однойменних іонів зменшує його дисоціацію.

Вплив однойменного іона на розчинність осаду
З того факту, що в насиченому розчині існує рівновага
МА М++А-
випливає, що при збільшенні концентрації одного з іонів бінарного електроліта в n разів, концентрація другого іона повинна в n разів зменшитись.
Цим користуються в аналітичній практиці для зменшення розчинності або для досягнення більш повного осадження визначуваного іона.

Отже, потрібно відмітити, що збільшення концентрації однойменного іона іноді призводить до протилежного ефекту - розчинність осаду не зменшується, а різко збільшується. Це буває в тих випадках, коли осад з надлишком загального іона утворює розчинну комплексну сполуку.

34. Електролітична дисоціація води. Водневий показник його значення для розчинів кислот і основ. Йонний добуток води. Індикатори.

Вода- це слабкий електроліт але вона частково дисоціює

H₂O=H⁺+OH^-=

Кд=[H⁺] [OH^-]/[H₂O]=1*10^-16 Кд=const

[H₂O]=const [H⁺][OH^-]=const=I_H2O=10^-14 -йонний добуток води

При сталій температурі у воді і в водних розчинах молярних концентрацій іонів водню та гідр водню єт величина стала і називається добутком води.

З ростом температури іонний добуток води зростає t=100 5,5*10^-13

1.[H⁺]=[OH^-]=10^-7 –нейтральне середовище pH=-lg10^-7=7

2.[H⁺]>[OH^-]>10^-7(10^-6)- кисле середовище pH<7

3.[H⁺]<[OH^-]<10^-7(10^-8)- лужне середовище Ph>7

pH- водневий показник

pH=-lg[H⁺]

pOH-гыдроксидний показник

pOH=-lg[OH^-]

pH+pOH=14

кислотно-основний характер водних середовищ можна приблизно визначити кислотно-основними індикаторами.

Індикатори- складні органічні речовини які за хімічним характером є слабкими кислотами або основами вони змінюють своє забарвлення.Наприклад в кислих і нейтральних розчинах індикатор фенолфталеїн перебуває у вигляді безбарвних молекул а в лужних перетворюється в аніони малинового кольору.

Дата добавления: 2015-05-24