Билет15

2. Элементы теории сольвосистем на примере растворов в жидком аммиаке.
Вода – не единственный ионизирующий агент. Электропроводность имеет место в многих неводных растворителях: спиртах, жидких CS2, H2S, H2F2 и даже в углеводородах. Процесс электролитической диссоциации невозможен без взаимодействия растворенного вещества с растворителем (сольватации). Ионизирующая активность определяется пр иродой и свойствами растворителя. Важнейшими характеристиками растворителя как ионизирующего агента являются:
– способность его молекул вступать во взаимодействие с растворенным веществом, или способность сольватировать растворенные вещества;
– диэлектрическая проницаемость растворителя;
– способность к собственной ионизации, характеризующаяся константой автопротолиза KS.
Ионы в растворе образуются за счет:
– диссоциации растворенного вещества (NaCl, KCl); – самоионизации растворителя
2H2O ↔ H3O + OH–; 2NH3 ↔ NH4+ + NH2–;
– взаимодействия растворителя и растворенного вещества

NH3 + H2O ↔ NH3 H2O ↔ NH4+ + OH–;
Cl2 + H2O ↔ HCl + HClO ↔ H+ + Cl–+ ClO–;
SO2 + H2O ↔ SO2 H2O ↔ HSO3– + H+.

Образование ионов в растворе за счет растворенного вещества связывается с двумя процессами: электролитической диссоциацией и электролитической ионизацией. Под электролитической диссоциацией понимают процесс разрушения ионной молекулы на ионы под действием сил сольватации.

3. Электролиты ассоциированные и неассоциированные (сильные и слабые). Константа диссоциации и ее связь с концентрацией электролита и степенью диссоциации.
Количественно характеристикой диссоциации является степень диссоциации α, равная отношению числа распавшихся на ионы молекул к общему их числу. Ее обычно выражают либо в долевом исчислении, либо в процентах.
Современные представления о растворах электролитов опираютсяна концепцию ассоциированных (α < 1) и неассоциированных (α =1) электролитов. В последнем случае следует говорить о полной диссоциации электролита с определенной точностью, т.к. последовательное применение учения о равновесии запрещает представления о действительно полной диссоциации электролита. Под ассоциированными электролитами понимают недиссоциированные молекулы, разнообразные ионные ассоциаты и комплексы.
Константа равновесия диссоциации электролита:
KtnAm(k) ↔ nKtm++mAn-
Называется константой диссоциации:
Кравн=Кдисс=([Ktm+]n+[An-]m)/[KtnAm]
(три ступени диссоциации ортофосфорной к-ты)
Отрыв протона от анионов происходит в меньшей степени, чем отрыв от нейтральной молекулы. Кроме того, ионы водорода, образовавшиеся в первой ступени диссоциации, подавляют вторую степень диссоциации, ионы водорода, образовавшиеся при первой и второй ступенях, подавляют третью ступень диссоциации. В результате реально диссоциация протекает лишь по первой ступени.
Как вывод, диссоциацию любого слабого электролита, независимо от того, диссоциирует он ступенчато или нет, можно смоделировать равновесием диссоциации симметричного электролита:
KtA↔ Ktn++An-
Пусть общая концентрация электролита KtA составляет с моль/л; степень диссоциации при этой концентрации равна α. Тогда равновесные концентрации катиона, аниона и недиссоциированного электролита составят:
[Ktm+]=[An-]= α с; [KtnAm]=с- α с
Подставляем эти соотношения в выражение для константы диссоциации:
Кдим=([K tm+][An-])/[KtnAm]=(ас*ас)/(с-ас)=(а2с)/(1-с)
Соотношение, связывающее константу диссоциации с концентрацией электролита и степенью его диссоциации носит название закона разбваления Оствальда. Зачастую степень диссоциации элетролита мала, тогда выражение упрощается Кравн≈ а2с