1. При растворении вещество диссоциирует не полностью и характеризуется

диссоциации:


В зависимости от величины α электролиты условно делятся на:
а)

сильные, 0,1 М растворы имеют α > 30%. Это почти все минеральные кислоты, гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов, почти все соли;
б) средней силы, 0,1 М растворы имеют 5% < α < 30%. Например, водные растворы органических кислот;
в) слабые, 0,1 М растворы имеют α < 5%. Это некоторые неорганические кислоты, гидроксиды d-металлов, ряд солей.

VI. Теория электролитической диссоциации

сильные кислоты и щелочи:
Na2SO4 → 2Na+ + SO42–
HCl

→ H+ + Cl–
NaOH → Na+ + OH–
Электролиты средней силы и слабые диссоциируют не полностью и находятся в равновесии со своей ионной формой. Как правило, это кислоты и гидроксиды. При этом процесс диссоциации происходит ступенчато. Например для сернистой кислоты:

I: Н2SО3 ⇄ Н+ + НSО3– αI
II: НSО3– ⇄ Н+ + SО32– αII
Σ: Н2SО3 ⇄ 2Н+ + SО32– αΣ
Каждая ступень характеризуется своим значением α. Преимущественно диссоциация протекает по первой ступени, поэтому αI > αII > (αn).

динамическое равновесие, то его главной количествен-ной характеристикой будет константой равновесия,

которую в данном случае называют константа диссоциации Кd. Если речь идет о кислоте, то константу диссоциации называют константа кислотности и обозначают Ка, если об основании, то константа основности Кb. Это справочные величины. Они бывают по первой, второй и третьей ступени. Поскольку диссоциация протекает преимущественно по первой ступени, то КI >> КII > Кn. КΣ = КI · КII ·Кn.

Кd (Ка или Кb), как и любые константы равновесия, в отличие от α, не зависят от концентрации раствора. Таким образом, более строго электролиты по силе характеризуют через константу диссоциации. Если Кd I > 0,1 – электролит силь-ный, если Кd II < 0,01 – электролит слабый.

зависит:
1. От характера раствора и характера связи в них.

Например: 0,1 М растворы

2. От температуры. Процесс диссоциации эндотермический (ΔHдисc > 0), по- этому нагревание усиливает диссоциацию и α растет.

3. От концентрации электролита. Зависимость α = f(С) определяется законом разбавления (разведения) Оствальда: с уменьшением концентрации вещества (разведением) степень диссоциации увеличивается:

где Кd(С) – константа диссоциации; С – общая концентрация электролита.

Для слабых электролитов α << 1, поэтому 1–α ≈ 1, тогда

γ± – средний ионный коэффициент активности (безразмерная величина, определяемая экспериментально).

Чем выше концентрация, тем сильнее взаимодействия, тем меньше γ±.
Коэффициенты активности ионов (γ+ и γ_) определять и рассчитывать сложно, поэтому на практике используют различные приближения теории Дебая-Хюккеля.
γ± зависит от:
Природы растворителя и растворенного вещества;
Концентрации раствора;
Температуры.

Для разбавленных растворов сильных электролитов γ± главным образом зависит от концентрации и заряда ионов, присутствующих в растворе и мало зависит от природы растворенных веществ. Эта зависимость получила название правило ионной силы: γ± данного электролита зависит только от ионной силы I раствора и при одинаковом ее значении он остается постоянным и не зависит от вида других электролитов, присутствующих в растворе. Теория Дебая – Хюккеля приводит к следующим соотношениям (связь γ± и I).

водных растворов равна 0,509); Z1 и Z2 – заряды ионов;

I – ионная сила раствора, которая равна:

где Cm,i — моляльная концентрация i-го иона; Zi — зарядовое число i-го иона.

25 °С).
VIII. Диссоциация воды
Так как 1 л воды

при 25 °С – 1000 г (плотность 1 г/мл), то
ν(Н2О) = 1000/18 = 55,6 моль.
Т.к. α мало, то С(Н2О)исх = [Н2О] = 55,6 моль/л
Кd(C)·[Н2О] = [H+][OH-] = 55,6·1,8·10–16 = 10–14 – ионное произведение воды.

Kw = [H+][OH-] = 10–14

Отсюда в чистой воде [H+] = [OH-] = 10–7

Н2О + Н2О  Н3О+ + OН–

Упрощая данное выражение приходим к более привычному:
Н2О  Н+ + OН–

к появлению логарифмической шкалы водородного показателя:
рН = –lg[H+] –

водородный показатель
pOH = –lg[OH-] – гидроксильный показатель
рН = рОН = 7 – нейтральная среда
[H+] > [OH-], тогда рН < 7 и рОН > 7 – кислотная среда
[H+] < [OH-], тогда рН > 7 и рОН < 7 – щелочная среда
Чаще на практике используют рН. При 25 0С в любом растворе: рН + рОН = 14.

+ nАm- ( КmАn(р-р))
[Кn+]m [Аm-]n = ПР(КmАn)
ПР(КmАn) – произведение равновесных

концентраций ионов малорастворимого соединения в его насыщенном растворе в степенях стехиометрических коэффициентов. Это справочная величина

ПР связано с растворимостью (концентрацией вещества в растворе). Если растворимость S – это концентрация в моль/л, то:
ПР(КmАn) = (mS)m(nS)n = mmnnSm+n

Если после смешивания реагентов в конечном объеме смеси произведение концентрации ионов (ПК) в степени стехиометрических коэффициентов больше, чем ПР, то осадок выпадает:
Сm(Kn+)·Cn(Am-) > ПР(КmАn)