Что такое константа диссоциации и степень диссоциации.

Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая характеризует склонность объекта диссоциировать (разделяться) обратимым образом на частицы, как например когдакомплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль диссоциирует в водном растворе на ионы. Константа диссоциации обычно обозначается K_d и обратна константе ассоциации. В случае с солями, константу диссоциации иногда называют константой ионизации.

Степень диссоциации — величина, характеризующая состояние равновесия в реакции диссоциации в гомогенных (однородных) системах.

"Степень диссоциации это есть отношения числа продиссоциируемых молекул к общему числу молекул и умноженному на 100%":

числа распавшихся на ионы молекул к общему числу растворенных молекул.

Степень диссоциации равна отношению числа диссоциированных молекул к сумме , где — число недиссоциированных молекул. Часто выражают в процентах. Степень диссоциации зависит как от природы растворённого электролита, так и от концентрации раствора.

 

10)как зависит степень диссоциации слабого электролита от константы диссоциации и концентрации его в в водном растворе. Запишем константу равновесия для реакции гидролиза аниона слабой кислоты:

Так как концентрация воды при гидролизе изменяется очень мало, то, принимая ее постоянной и умножая на константу равновесия, получим константу гидролиза К_г:

Умножая числитель и знаменатель на равновесную концентрацию ионов водорода, получаем

Произведение [OH‾][H⁺] = K_в, а отношение

является константой диссоциации К_к слабой кислоты НAn.Таким образом, константа гидролиза равна отношению ионного произведения воды и константы диссоциации слабого электролита:

К_г = К_в/К_к

Это уравнение показывает, что К_г тем больше, чем меньше константа диссоциации кислоты. Иными словами, чем слабее кислота, тем в большей степени подвергается гидролизу ее соль.

 

 

11. Как влияет введение одно- и разноименных ионов на степень диссоциации слабого электролита?

Добавление одноименных ионов уменьшает степень диссоциации, что также согласуется с принципом Ле Шателье.
Прибавление одноименных ионов уменьшает степень диссоциации. Это положение также находится в соответствии с принципом Ле-Шателье.
Добавлением одноименных ионов часто пользуются для более полного выделения малорастворимого вещества.
Прибавление одноименных ионов оказывает влияние на растворимость малорастворимых соединений и способствует более полному осаждению твердой фазы.

 

 

12) Ионное произведение воды. Вода является слабым электролитом и диссоциирует по схеме:

2Н₂О ↔ Н₃О⁺ + ОН^-

Ионы Н⁺ в воде и водных растворах практически отсутствуют, т.к. равновесие реакции

Н₂О + Н⁺ ↔ Н₃О⁺

полностью смещено влево, обычно реакцию диссоциации воды записывают упрощенно

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^-

Константу диссоциации воды можно записать:

В чистой воде концентрации ионов водорода и гидроксида очень малы и вместо активностей можно использовать аналитические концентрации. Диссоциация практически не влияет на концентрацию воды, поэтому

Эта величина носит название ионное произведение воды. При 295 К (22^оС) ионное произведение равно точно 10^-14.

Диссоциация воды протекает с поглощением тепла, поэтому при повышении температуры К_W возрастает Из ур-ния (7.31) следует, что в чистой воде концентрации ионов водорода и гидроксила равны и составляют при 295 К

Такой раствор называют нейтральным. Если то раствор будет кислым, а если то раствор щелочной.

Для характеристики кислотности среды обычно используют вместо концентрации водородный показатель (рН) – отрицательный десятичный логарифм активности (концентрации) ионов водород:

(7.32)

При 295 К в нейтральной среде рН=7, в кислой – рН<7, в щелочной - pH>7.

Несколько реже используют гидроксидный покадатель (рОН) отрицательный десятичный логарифм активности (концентрации) ионов гидроксила:

(7.32а)

При 295 К в нейтральной среде рОН=7, в кислой – pОH>7, в щелочной - рОН<7.

рН+рОН=14.

Величина рН может контролироваться с помощью приборов (рН-метров) или посредством специальных реактивов, называемых индикаторами. Окраска индикаторов изменяется в зависимости от концентрации ионов водорода. Кислотно-основные индикаторы представляют собой слабые органические кислоты (HInd) или основания (IndOH), диссоциирующие по схемам:

HInd↔H⁺ + Ind^-

IndOH↔Ind⁺ + OH^-

Молекулярная и ионная формы индикаторов имеют разные окраски. При избытке ионов водорода HInd находится преимущественно в молекулярной форме, а IndOH – в ионной, а при избытке ионов гидроксила, наоборот - HInd находится преимущественно в ионной форме, а IndOH –в молекулярной.

Изменение окраски индикатора происходит в некотором интервале рН, называемом интервал перехода индикатора, определяемом величиной рК_Hind.

 

13. По Бренстеду-Лоури, кислоты представляют собой вещества, способные отдавать протон, а основания - вещества, присоединяющие протон. Такой подход известен как бренстедовская кислотность и основность органических соединений или протонная теория кислот и оснований (протолитическая теория): кислота протон + основание.

 

14) Поведение электролитов в различных по характеру средах. Многосторонние исследования показали, что некоторые вещества, которые ведут себя как кислоты в среде одного растворителя, в другом проявляют себя как основания. Соединения, проявляющие себя как основания в одних средах, ведут себя как кислоты в других; нередко в неводных растворах кислые или основные свойства проявляют также вещества, которые, казалось бы, ничего общего не имеют с кислотами и основаниями в обычном их представлении.

При переходе от амфотерных, или амфипротных. растворителей (каким является вода) к основным или протофильным (какими являются аммиак, этилендиамин и др.), отличающимся склонностью к присоединению протонов, ионизация по типу кислот усиливается, а ионизация по типу оснований уменьшается.

При переходе от амфотерных, или амфипротных, растворителей к кислым или протогенным (какими являются безводная уксусная кислота, жидкий фтористый водород и др.), отличающимся склонностью отдавать свои протоны, усиливается ионизация по типу оснований, а ионизация по типу кислот уменьшается.

Одно и то же вещество может вести себя различно в зависимости от растворителя, в котором оно растворено. Таково, например, поведение мочевины, являющейся кислотой в растворе жидкого аммиака, сильным основанием в среде безводной уксусной кислоты и слабым основанием в водном растворе.

Кислотная сила растворенного вещества значительно увеличивается в сильноосновном растворителе. Чем сильнее основные свойства растворителя, тем сильнее его влияние на слабые кислоты. Все кислоты становятся одинаково сильными в основных растворителях. Например, в среде жидкого аммиака слабая синильная кислота становится столь же сильной, как азотная кислота в водном растворе. Благодаря этому слабые кислоты можно титровать в неводных растворителях.

Равным образом в кислых растворителях наблюдается сильное влияние растворителя на основания. Чем сильнее кислотные свойства растворителя, тем сильнее его влияние на слабые основания. В сильнокислом растворителе основные свойства растворенного вещества значительно увеличиваются. Все основания становятся одинаково сильными в кислых растворителях. Этиловый спирт в среде жидкого фтористого водорода является ясно выраженным основанием и отличается сильноосновными свойствами, а уксусная и муравьиная кислоты, характеризующиеся кислыми свойствами в врдных растворах, проявляют основные свойства в среде жидкого

 

19. Гидро́лиз — один из видов химических реакций сольволиза, где при взаимодействии веществ с водой происходит разложение исходного вещества с образованием новых соединений. Константа гидролиза − константа равновесия обратимой реакции. Зависит от температуры, но не зависит от концентрации раствора

 

 

20. Степень гидролиза соли зависит от природы соли, её концентрации и температуры. Усилить или подавить гидролиз можно тремя способами:

1) прибавлением к раствору соли другого гидролизующегося электролита, кислоты или щелочи;

2) изменением концентрации раствора соли;

3) повышением или понижением температуры раствора соли.

 

 

21. БУФЕРНЫЙ РАСТВОР, поддерживает при изменении состава среды постоянство значения к.-л. характеристики, напр. рН (кислотно-основной буферный раствор) или окислит.-восстановит. потенциала (окислит.-восстановит. буферный раствор).

 

Значение рН кислотно-основного буферного раствора зависит от концентраций компонентов буферной смеси, находящихся в хим. равновесии, и мало меняется при концентрировании и разбавлении р-ра, введении относительно небольших кол-в в-в, взаимодействующих с одним из компонентов буферного раствора.

Буферная емкость раствора определяется суммарной и относительной концентрацией компонентов буферной системы.