Слабые электролиты:

Химические соединения, молекулы которых даже в сильно разбавленных растворах незначительно диссоциированны на ионы, которые находятся в динамическом равновесии с недиссоциированными молекулами. К слабым электролитам относится большинство органических кислот и многие органические основания в водных и неводных растворах.

Слабыми электролитами являются:

• почти все органические кислоты и вода;

• некоторые неорганические кислоты: HF, HClO, HClO₂, HNO₂, HCN, H₂S, HBrO, H₃PO₄,H₂CO₃, H₂SiO₃, H₂SO₃ и др.;

• некоторые малорастворимые гидроксиды металлов: Fe(OH)₃, Zn(OH)₂ и др.

Сила электролитов:

Силу электролитов можно охарактеризовать с помощью степени диссоциации. Степень диссоциации электролита (alpha) - это частное от деления числа продиссоциированных молекул к общему числу молекул электролита, введённого в раствор. Чем разбавленнее раствор тем степень диссоциации больше.

α=Nдисс/N

К сильным электролитам относятся вещества, степень диссоциации которых близка к 1. К ним относятся хорошо растворимые щёлочи, соли, кислоты.

Электролитическая диссоциация слабых электролитов, согласно теории Аррениуса, является обратимой реакцией, то есть схематически её можно представить уравнениями (для одновалентных ионов:):

KA ↔ K⁺ + A⁻,

где:

• KA — недиссоциированное соединение;

• K⁺ — катион;

• A⁻ — анион.

Константу равновесия такой реакции можно выразить уравнением:

,

(1)

где:

• [KA] — концентрация недиссоциированного соединения в растворе;

• [K⁺] — концентрация катионов в растворе;

• [A⁻] — концентрация анионов в растворе.

Константу равновесия применительно к реакции диссоциации называют константой диссоциации.

Константа диссоциации – постоянная величина химического равновесия в растворе слабого электролита.

K=c(α ^2) α=корень(K/Cm)

Закон разбавления Оствальда:

Соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора:

Здесь К — константа диссоциации электролита, с — концентрация, λ и λ_∞ — значения эквивалентной электропроводности соответственно при концентрации с и при бесконечном разбавлении. Соотношение является следствием закона действующих масс и равенства

где α — степень диссоциации.

Закон разбавления Оствальда выведен В.Оствальдом в 1888 и им же подтвержден опытным путём. Экспериментальное установление правильности закона разбавления Оствальда имело большое значение для обоснования теории электролитической диссоциации.

Активность компонентов раствора: 

Эффективная (кажущаяся) концентрация компонентов с учётом различных взаимодействий между ними в растворе, то есть с учётом отклонения поведения системы от модели идеального раствора.

Та эффективная концентрация, в соответствии с которой ион участвует в химических реакциях.

Активность отличается от общей концентрации на некоторую величину. Отношение активности ( ) к общей концентрации вещества в растворе называется коэффициентом активности:

M – Ионная сила. Для численной характеристики ионной атмосферы. Мера интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе

M = ½(С1((Z1)^2) + С2((Z2)^2) + … + Сn((Zn)^2)) – Полусумма произведения концентраций ионов на квадраты их зарядов.

Тео́рия си́льных электроли́тов Деба́я — Хю́ккеля: 

Предложенная Петером Дебаем и Эрихом Хюккелем в 1923 году статистическая теория разбавленных растворов сильных электролитов, согласно которой каждый ион действием своего электрического заряда поляризует окружение и образует вокруг себя некоторое преобладание ионов противоположного знака — так называемую ионную атмосферу.

Процесс автопиролиза – самоионизации воды.

HOH + HOH  H3O + OH

H + OH H2O

K=1,86 * 10^(-16)

pH=-lg[H+]

pOH=-lg[OH-]

Для слабых электролитов, кислот:

[H+] = корень(Kaвтопиролиза*Ск-ты)

1. Смешиваються равные обьемы 0.03 м HClO4 и 0.05 м KOH. ВЫчмслите pH полученого раствора.

[OH^-] = (0,05 - 0,03)/2 = 0,01 моль/л. pOH = - lg[OH^-] = - lg 0,01 = 2. pH = 14 - pOH = 12.

Гидролиз – обменная реакция между веществом и водой.

Степень гидролиза – отношение числа молекул соли, подвергшихся гидролизу, к общему числу молекул соли. h = Cгидр/Собщ.

Гидролиз солей — разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или (реже) молекулярном виде («связывание ионов»).

Различают обратимый и необратимый гидролиз солей:

• 1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону):

(раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

• 2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону):

(раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

• 3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:

(равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью, так как оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или газа).

Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален.

Константа гидролиза — константа равновесия гидролитической реакции. Так константа гидролиза соли равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции гидролиза к равновесной концентрации соли с учетом стехиометрических коэффициентов.

В качестве примера ниже приводится вывод уравнения константы гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:

Уравнение константы равновесия для данной реакции имеет вид:

    или    

Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота.