15. Теория электролитической диссоциации, молекулярные и ионные уравнения диссоциации.

Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при растворении его в полярном растворителе или при плавлении.

Теория электролитической диссоциации С. Аррениуса (1887):

1. При растворении в воде электролиты частично или полностью распадаются на ионы и поэтому проводят электрический ток. Положительно заряженные ионы наз-ся катионами, отрицательно заряженные – анионами.

2. Процесс диссоциации слабых электролитов – обратимый процесс, обратный процесс наз-ся ассоциацией или моляризацией

3. В растворах электролитов ионы наход-ся в беспорядочном, хаотичном движении. При пропускании электрического тока их движение приобретает опред-ый порядок: катионы движутся к катоду, анионы – к аноду.

4. Ионы по физическим, химическим и физиологическим свойствам отличаются от нейтральных атомов, из которых они образовались. В ионных уравнениях по предложению французского химика К.-Л. Бертолле (1801 г.) все сильные хорошо растворимые электролиты записывают в виде формул ионов, а осадки, газы и слабые электролиты - в виде молекулярных формул. Образование осадков отмечают знаком "стрелка вниз" ( ↓ ), образование газов - знаком "стрелка вверх" ( ↑ ). Пример записи уравнения реакции по правилу Бертолле: а) молекулярное уравнение Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2↑ + H2O б) полное ионное уравнение 2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2↑ + H2O (CO2 - газ, H2O - слабый электролит) в) краткое ионное уравнение CO32− + 2H+ = CO2↑ + H2O

16. Количественные характеристики процесса электролитической диссоциации.

Электролитическая диссоциация — обратимый равновесный процесс. Поэтому для диссоциации, так же как и для других, можно записать выражение для константы равновесия.

В общем виде диссоциация электролита AnBm происходит по уравнению:

AnBm nAm++mBn- (1)

Следовательно, константа равновесия будет равна:

K=[Am+]n[Bn-]m/[AnBm]

где константа равновесия К называется константой диссоциации KD, [Am+], [Bn- ] и [AnBm] — соответствующие концентрации, выраженные в моль/л.

Константа диссоциации зависит только от температуры, но не зависит от концентрации раствора.

Помимо константы диссоциации, существует еще одна количественная характеристика поведения электролита в растворе.

Степень диссоциации — это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворившихся молекул.

a=n/N,

где n — число молекул, распавшихся на ионы, а N —общее число растворенных молекул. Поскольку n£N, то соответственно соответственно 0£a£1 (или в процентах: 0£a£100%).

По степени диссоциации электролиты разделяются на слабые, средние и сильные.

17. Сильные и слабые электролиты. Характеристика и примеры.

Сильные электролиты это вещества, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы. Как правило, к сильным электролитам относятся вещества с ионными или сильно полярными связями: все хорошо растворимые соли, сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4,HNO3) и сильные основания (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2,Sr(OH)2,Ca(OH)2).

Слабые электролиты - вещества, частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.

К слабым электролитам относятся:

1) почти все органические кислоты (CH3COOH, C2H5COOH и др.);

2) некоторые неорганические кислоты (H2CO3, H2S и др.);

3) почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);

4) вода.

Они плохо (или почти не проводят) электрический ток.

18. Окислительно-восстановительные реакции, уравнение Нернста.

Окислением наз-ют реакцию, связанную с потерей атомами или ионами одного или н-ких электронов, а восстановлением – реакцию, связанную с приобретением атомами или ионами электронов. Окислителями называют вещества, принимающие электроны от другого вещества, а восстановителями – вещества, отдающие электроны другому веществу. окислительно-восстановительный потенциал измеряют гальваническим элементом, состоящим из исследуемого металла, погруженного в раствор его соли и нормального водородного электрода. Уравнение Нернста: значение ОВП зависит от температуры и концентрации ионов, присутствующих в растворе и выражается уравнением Нернста – для реакции аА +bB=dD + eE ; имеет вид E =E0+RT/nF ln[A]a[B]b/[D]d[E]e, где Е – окислительно-восстановительный потенциал; Е0 –нормальный окислительно-восстановительный потенциал; n – число принимаемых или отдаваемых ионом электронов; R – молярная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/(моль К); a,b,d,e –стехиометрические коэффициенты уравнения реакции; [A],[B],[D],[E] – концентрации ионов, моль/л; F – постоянная Фарадея, равная 96500 Кл; T –абсолютная температура, К.