14. Константа диссоциации. Закон разведения Оствальда Константа диссоциации.

К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать константу равновесия:A_mB_n ⇄ m Aⁿ⁺ + n B^mКонстанта равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации.Равновесия в слабых электролитах подчиняются закону разведения Оствальда. Если общая концентрация электролита, например, слабой кислоты типа HA равна С моль/л, тогда концентрация ионов H⁺ и A^- будет определяться выражением С (моль/л), [H⁺] = [A^-], а концентрация недиссоциированного электролита (С-С). Тогда .При << 1 получим К_д = С^.² . Откуда

15. Ионообменные реакции. Направление протекания реакции. Произведение растворимости.

Реакции в растворах электролитов, при которых не изменяется заряд ионов, входящих в соединения, называются ионообменными

К1А1 + К2А2  К1А2 + К2А1. Константа равновесия

Равновесие в ионообменных реакциях смещается в сторону образования наименее диссоциированных соединений.

Ионообменные реакции протекают в растворах электролитов в следующих случаях:

1) если образуется осадок трудно растворимого вещества;

2) если образуется газ (легколетучее вещество);

3) если образуется слабый электролит (плохо диссоциирующее соединение);

4) если образуется комплексный ион.

Произведение растворимости (ПР) – это произведение концентраций его ионов при данной температуре в насыщенном растворе электролита.

CaSO₄ ↔ Ca₂⁺ + SO₄^2-

твердая ионы в растворе

соль

Константа равновесия для этого процесса выразится уравнением:

К_с = [Ca₂⁺][ SO₄^2-]/[CaSO₄]

в насыщенном растворе электролита произведение концентрации его ионов есть величина постоянная при данной температуре

Произведение растворимости вычисленное без учета коэффициентов активности является постоянной величиной только для малорастворимых электролитов

16. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Индикаторы.

Ионное произведение воды – постоянная величина как для чистой воды, так и водных растворов различных электролитов, и она часто используется в аналитических расчётах .KВ = Kд · [H₂O] = [H⁺] · [OH⁻]=1·10⁻¹⁴ при 22°C

pH = - lg[H⁺].Водородный показатель

Если раствор нейтральный, т.е. [H⁺] = [OH^], то pH = 7. В кислом растворе [H⁺]>[OH⁻], следовательно, рН<7, в щелочном растворе [H⁺]<[OH⁻] и pH>7.

Индикатор, определяющий щелочную среду- фенолфталеин. Индикатор, определяющий кислую среду- метилоранж.

17. Гидролиз солей. Степень и константа гидролиза

Гидролиз солей – химическое взаимодействие ионов солей с водой, во многих случаях сопровождающееся изменением реакционной среды (из нейтральной в кислую или щелочную).

Полнота гидролиза характеризуется степенью гидролиза, которая показывает отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворенных молекул.

во многих случаях сопровождающееся изменением реакционной среды:

а) сильное основание и слабая кислота – щелочная среда pH>7, свободные OH;

б) сильная кислота и слабое основание – осадок, среда кислая, pH<7;

в) слабое основание и слабая кислота – осадок, pH=7

г) сильное основание и сильная кислота – гидролиз не пойдет!

необратимый гидролиз – это когда соли образованные слабым нерастворимым или летучим основанием или нерастворимой кислотой.

Чем слабее кислота, тем в большей степени подвергается гидролизу ее соли. Чем слабее основание, тем в большей степени подвергаются гидролизу образованные им соли.

Степень гидролиза – отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворенных молекул (%). β=С_{продиссоц.ионов}/Соли

Значение константы гидролиза К характеризует способность соли подвергаться гидролизу, чем больше К, тем в большей степени протекает гидролиз

К_гидр=[полученные ионы][кот.справа]/[ион соли слева]