14. Константа диссоциации. Закон разведения Оствальда.

Криоскопия и эбуллиоскопия. Температура кипения - темп-ра, при которой давление насыщенных паров растворителя над раствором равно внешнему атмосферному давлению. Повышение темп-ры кипения и понижение температуры закипания прямо пропорционально молярной концентрации неэлектролитов. T кип=Em, E – эбуллиоскопическая постоянная (зависит только от природы р-ля). T закип=Km, K– криоскопическая постоянная равна понижению темп замерзания р-ра, а к-м на 1 моль раств-го в-ва приходится 1 кг растворителя. Для каждого растворителя этот коэф-т постоянен и не зависит от природы раств. в-ва. E_H20=0,52, K_H20=1,86

Для очень слабых электролитов a®0, получаем К_д = a²С/(1-a) - закон разбавления Оствальда (соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора). К_д - константа диссоциации слабого электролита – вел-на пост-я при данной темп-ре, чем больше С, тем меньше a. Степ диссоциации слабого электролита растет с разбавлением.

Для сильных электролитов, где a близка к 1, константа диссоциации теряет смысл. Количество ионов очень велико и при достаточно большой концентрации может наблюдаться ассоциация ионов. Поэтому для сильных электролитов Льюис ввел понятие кажущейся степени диссоциации и о кажущейся концентрации ионов – активности (оценка состояния ионов в р-ре). a = gC, где а - активность, а g- коэффициент активности. В разбавленных растворах а=С, т.е. g стремится к 1.

К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита ме­жду молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать выражение константы равновесия. Например, для электролитиче­ской диссоциации (протолиза) уксусной кислоты, протекающей под действием молекул воды, константа равновесия имеет вид

Здесь в числителе дроби стоят равновесные концентрации ионов — продуктов диссоциации, а в знаменателе —равновесная концентрация недиссоциирован-ных молекул. Константа протолитического равновесия, определяющая полноту протекания протолиза слабой кислоты при данной температуре, называется константой кислотности.

Аналогично для протолиза слабого основания существует константа основности, определяющая полноту протекания прото­лиза слабого основания при данной температуре:

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

Ионообменные реакции - это реакции между ионами, образовавшимися в результате диссоциации электролитов. Условия необратимости реакций ионного обмена:

1. Если образуется осадок (↓) (смотри таблицу растворимости)

Pb(NO₃)₂ + 2KI → PbI₂↓ + 2KNO₃; 2. Если выделяется газ (↑)

Na₂CO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂O + CO₂↑

3. Если образуется малодиссоциированное вещество (H2O)

Ca(OH)₂ + 2HNO₃ → Ca(NO₃)₂ + 2H₂O

4. Если образуются комплексные соединения (малодиссоциированные комплексные ионы) CuSO₄ • 5H₂O + 4NH₃ → [Cu(NH₃)₄]SO₄ + 5H₂O

В тех случаях, когда нет ионов, которые могут связываться между собой с образованием осадка, газа, малодиссоциированных соединений (H2O) или комплексных ионов реакции обмена обратимы ↔.

В насыщенном растворе электролита произведение концентрации его ионов есть величина постоянная при данной температуре.Эта величина количественно характеризует способность электролита растворяться, ее наз. произведением растворимости.

Произведение растворимости , вычисленное без учета коэффициентов активности, является постоянной величиной только для малорастворимых электролитов и при условии, что концентрации других веществ в растворе ионов невелики.