-КОРОТКИЙ ЗМІСТ
Для оцінки міри відхилення від ідеальних систем Я.Г.Вант-Гофф запропонував ввести так званий поправковий, або ізотонічний коефіцієнт і, який є відношенням відповідних експериментальних значень величин, р, tкип, tзам і Росм до теоретично обчислених.
В основі теорії електролітичної дисоціації лежать два припущення:
1) розчинення електроліту супроводиться розкладом його молекул на іони;
2) електролітична дисоціація є оборотним процесом.
Здатність електроліту дисоціювати на іони кількісно оцінюють за допомогою ступеня дисоціації α.
Ступінь дисоціації α – це відношення числа молів електроліту, що розпався на іони, до його загальної концентрації у розчині.
За величиною ступеня дисоціації 0,01–0,1н. розчинів усі електроліти поділяють на сильні і слабкі. Слабкі електроліти у розчинах дисоціюють частково.
Константа рівноваги слабкого електроліту К називається константою дисоціації Кдис. Вона, як і ступінь дисоціації, є кількісною мірою здатності речовини дисоціювати у розчині.
Слабкі електроліти, що складаються більш ніж з двох іонів, дисоціюють ступінчасто. Кожен ступінь дисоціації характеризується певною величиною константи дисоціації.
Між константою і ступенем електролітичної дисоціації є зв'язок, відомий під назвою закону розбавляння Оствальда.
Розчини сильних електролітів не підлягають закону розбавляння, тому експериментальні значення α сильних електролітів називають уявним ступенем дисоціації.
У насиченому при певній температурі розчині добуток концентрацій іонів малорозчинного електроліту є сталою величиною, яка називається добутком розчинності і позначається ДР.
Виходячи із значень ДР, можна порівнювати розчинність різних сполук, які дисоціюють на однакове число іонів. Введення однойменних іонів в розчин малорозчинного електроліту знижує його розчинність.
Чиста вода є слабким електролітом, який незначною мірою проводить електричний струм.
Константа КН2О = [Н+][ОН–] називається іонним добутком води. При 22°С КН2О = 10–14.
Кислотні властивості розчинів запропоновано характеризувати величиною водневого показника рН, який визначається за співвідношенням:
рН = –lg[Н+].
В нейтральних розчинах рН = 7
кислих » рН < 7
лужних » рН > 7
Розчини, значення рН яких перебуває в інтервалі від 0 до 3, належать до сильнокислих; при рН = 4...6 – слабкокисле середовище. Слабколужні розчини мають рН = 8...10, а сильнолужні – рН = 11...14.
Для швидкого і наближеного визначення рН різних розчинів користуються індикаторами. Індикатори – це складні органічні речовини, які за хімічним характером є слабкими кислотами або слабкими основами. Вони змінюють своє забарвлення залежно від концентрації іонів Гідрогену або гідроксиду. Деякі з них дають змогу визначити рН з точністю до 0,1 одиниці рН. Точні значення рН розчину можна дістати за допомогою спеціальних приладів – рН-метрів.
25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49
50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74
75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 90 91 92 Наверх ↑