Помощничек
Главная | Обратная связь


Археология
Архитектура
Астрономия
Аудит
Биология
Ботаника
Бухгалтерский учёт
Войное дело
Генетика
География
Геология
Дизайн
Искусство
История
Кино
Кулинария
Культура
Литература
Математика
Медицина
Металлургия
Мифология
Музыка
Психология
Религия
Спорт
Строительство
Техника
Транспорт
Туризм
Усадьба
Физика
Фотография
Химия
Экология
Электричество
Электроника
Энергетика

Диссоциация кислот, оснований и солей



Свойства растворов электролитов

Основные вопросы:

1. Электролиты. Отклонения свойств растворов электролитов от законов Рауля, Вант-Гоффа.

2. Сильные электролиты. Теория сильных электролитов.

3. Слабые электролиты. Константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда.

4. Водородный показатель. Методы определения рН.

5. Влияние рН среды на прохождение ферментативных и технологических процессов. Буферные смеси.

Электролиты – вещества, расплавы или растворы которых, проводят электрический ток.

Степень диссоциации (α) – отношение числа частиц электролита, распавшегося на ионы, к общему числу его частиц в растворе.

α = α = 1 – диссоциация полная; α = 0 – диссоциация отсутствует; 0< α < 1 – частичная диссоциация.

α зависит от:

ü природы электролита и растворителя;

ü концентрации электролита (С↓, α ↑);

ü температуры (Т↑, α ↑).

Экспериментальное определение степени диссоциации (α) проводится:

Ø по значению изотонического коэффициента;

Ø измерением электропроводности растворов разных концентраций.

Коллигативные свойства растворов электролитов не подчиняются законам Вант-Гоффа и Рауля.

і – изотонический коэффициент Вант-Гоффа(мера отклонения свойств растворов электролитов от свойств идеальных растворов): і=

 

       
   
 
 

 

       
   

 

 


Диссоциация кислот, оснований и солей

Кислоты –это электролиты, которые диссоциируют на катионы водорода Н+и анионы кислотного остатка.
þ Диссоциация одноосновных кислот: НNO3 ↔ H+ + NO3-
þ Ступенчатая диссоциация многоосновных кислот: І стадия: Н2S ↔ H+ + НS-
ІІ стадия: НS- ↔ H+ + S2-
Суммарная реакция: Н2S ↔ 2 H+ + S2-
Основания– это электролиты, которые диссоциируют на катионы металла и гидроксид-анионы ОН-.
l Диссоциация однокислотных оснований: КОН ↔ К+ + ОН-
l Ступенчатая диссоциация многокислотных оснований: І стадия: Са(ОН)2 ↔ СаОН+ + ОН-
ІІ стадия: СаОН+ ↔ Са2+ + ОН-
Суммарная реакция: Са(ОН)2 ↔ Са2+ + 2 ОН-
Соли– это электролиты, которые диссоциируют на катионы металла и анионы кислотного остатка.
Ä Диссоциация средних солей: КСІ ↔ К+ + СІ-
Na2S ↔ 2 Na+ + S2-
СаСІ2 ↔ Са2+ + 2СІ-
АІ2(SO4)3 ↔ 2АІ3+ + 3 SO42-
Ä Ступенчатая диссоциация кислых солей: Сначала происходит диссоциация по ионным связям, а потом по ковалентным полярным. І стадия: КНСО3 ↔ К+ + НСО3-
ІІ стадия: НСО3- ↔ Н+ + СО32-
Суммарная реакция: КНСО3 ↔ К+ + Н+ + СО32-
Ä Ступенчатая диссоциация основных солей Сначала происходит диссоциация по ионным связям, а потом по ковалентным полярным. І стадия: Са(ОН)СІ ↔ Са(ОН)+ + СІ-
ІІ стадия: Са(ОН)+ ↔ Са2+ + ОН-
Суммарная реакция: Са(ОН)СІ ↔ Са2+ + ОН-+ СІ-

Диссоциация слабого электролита – обратимый процесс. Количественно процесс диссоциации описывается константой диссоциации.

  СН3СООН ↔ СН3СОО- + Н+ Константа диссоциации – отношение концентрации ионов, распавшихся на ионы к общей концентрации недиссоциированных молекул. Обозначается Кдис.. Константа диссоциации, характеризует способность электролита к диссоциации (чем больше её значение, тем сильнее электролит).
Кдис. не зависит от концентрации электролита в растворе. По величине Кдис. слабые электролиты делят на: ü относительно слабые (Кдис. = 10-2 – 10-4); ü слабые (Кдис. = 10-5 – 10-9); ü очень слабые (Кдис. < 10-9).
     



©2015 studopedya.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.