Содержание
- 2. Растворы электролитов Электролиты – вещества с ионной проводимостью. Это растворы солей, кислоты, оснований, расплавы солей. I
- 3. II закон Рауля ∆Tкип =iEm ∆Tзам=iKm Закон Вант-Гоффа ∆Pосм=icRT
- 4. i – поправочный коэффициент изотонический i – зависит от: природы раствора концентрации раствора i>1 для растворов
- 5. Теория электролитической диссоциации Аррениуса Распад молекул электролитов на ионы в среде растворителя под действием молекул растворителя.
- 6. Количественная характеристика процесса диссоциации выражается степенью электролитической диссоциации – α.
- 7. Современная теория электролитической диссоциации: Гидратация ─ + ─ + ─ + ─ + ─ + ─
- 8. 3) Диссоциация ─ + ─ + ─ + ─ + ─ + ─ + ─ +
- 9. Способность гидратироваться зависит: - от природы ионов от заряда иона от размера иона от строения электронной
- 10. По степени диссоциации: Сильные электролиты – α > 50% все соли, неорганические кислоты, гидроксиды щёлочных и
- 11. Растворы слабых электролитов Чем больше Кд тем сильнее диссоциирует электролит. NH4OH = NH4+ + OH-
- 12. Закон разбавления Освальда α С – разбавлением раствора степень диссоциации увеличивается. с – молярная концентрация электролита
- 13. Растворы сильных электролитов NaCl i≈2 NaCl → Na+ + Cl- от наличия одноимённых ионов СН3COOH ↔
- 14. 1907 Льюис → активность (а) → эффективная концентрация ионов. а = f·c; f = 1 a
- 15. Коэффициент активности зависит от ионной силы раствора (J). А – коэффициент пропор., зависит от вида растворителя.
- 16. (H2PO4)- ↔ H+ + (HPO4)2- (HPO4)2- ↔ H+ + PO43- K1 > K2 > K3
- 17. Ионное произведение воды. pH – растворов. Н2О ↔ H+ + ОН- Kводы = [H+][OH-] = 1,1⋅10-14
- 18. Нейтральный раствор [H+] = 10-7 г-ион/л [OH-] = 10-7 г-ион/л Кислый раствор [H+] > 10-7 г-ион/л
- 19. В нейтральной среде: [H+] = 10-7 -Lg[10-7] = 7 → pH = 7 В кислой среде:
- 20. Пример 1: [OH-] = 10-11 pH = ? [H+][OH-] = 10-14 x⋅10-11 = 10-14 [H+] =
- 22. Скачать презентацию