Растворы электролитов

Растворы электролитов
Электролиты – вещества с ионной проводимостью.
Это растворы солей, кислоты, оснований,

II закон Рауля
∆Tкип =iEm
∆Tзам=iKm
Закон Вант-Гоффа
∆Pосм=icRT

i – поправочный коэффициент изотонический

i – зависит от:
природы

Теория электролитической диссоциации Аррениуса
Распад молекул электролитов на ионы в среде растворителя

Количественная характеристика процесса диссоциации выражается степенью электролитической диссоциации – α.

Современная теория электролитической диссоциации:
Гидратация

─ +

─ +

─ +

─ +

─ +

─ +

─

3) Диссоциация

─ +

─ +

─ +

─ +

─ +

─ +

─ +

─ +

─

+

─ +

─

Способность гидратироваться зависит:
- от природы ионов
от заряда иона
от размера

По степени диссоциации:
Сильные электролиты – α > 50% все соли, неорганические

Растворы слабых электролитов

Чем больше Кд тем сильнее диссоциирует электролит.
NH4OH = NH4+

Закон разбавления Освальда

α<<1, то

С – разбавлением раствора степень диссоциации увеличивается.

с

Растворы сильных электролитов
NaCl i≈2
NaCl → Na+ + Cl-
от наличия одноимённых ионов

1907 Льюис → активность (а) → эффективная концентрация ионов.
а = f·c;

Коэффициент активности зависит от ионной силы раствора (J).
А – коэффициент пропор.,

(H2PO4)- ↔ H+ + (HPO4)2-

(HPO4)2- ↔ H+ + PO43-

K1 > K2

Ионное произведение воды.
pH – растворов.

Н2О ↔ H+ + ОН-

Kводы =

Нейтральный раствор
[H+] = 10-7 г-ион/л
[OH-] = 10-7 г-ион/л
Кислый раствор
[H+] >

В нейтральной среде:
[H+] = 10-7
-Lg[10-7] = 7 → pH = 7

Пример 1:
[OH-] = 10-11
pH = ?
[H+][OH-] = 10-14
x⋅10-11 = 10-14

[H+] =