63. Методи визначення константи і ступеня дисоціації слабких електролітів.

Константа дисоціації характеризує рівновагу між молекулами та іонами в розчинах слабких електролітів. Вона дорівнює частці добутку концентрацій окремих іонів до концентрації молекул електроліту, що не продисоціювали.

Для бінарного електроліту КА дисоціацію і її константу можна записати так:

КхАу <=> хК⁺ + уА^-

Кдис. = [К⁺]^х[А^-]^у / [КА]

Ступінь дисоціації показує відношення концентрації продисоційованих молекул до константи вихідного розчину електроліту.

а = Сдис. / С

За ступенем дисоціації можна знайти концентрацію молекул, що про дисоціювали. [К+] = [А-] = Сдис. = а*С [КА] = С – Сдис. = С – а*С = С*(1 - а)

Тому константу дисоціації можна записати так:

Кдис. = (а² / 1 – а)* С

Цей вираз дістав назву закону розбавлення Освальда.

Для розчинів слабких електролітів, які дуже мало дисоціюють на іони, ступінь електролітичної дисоціації а<<1, тому рівняння Освальда має вигляд:

Кдис. = а² *С

Так як 1 – а = 1. Звідси:

а = (Кдис. / С) під корнем.

64. Основні типи слабких електролітів. Їх характеристика.

Слабкі електроліти характеризуються малими значеннями ступеня дисоціації та низькою електропровідністю розчинів. До них належать переважна більшість органічних та багато неорганічних кислот (CH3COOH, H2S, HCN, H2CO3, H2SiO3), нерозчинні у воді основи, солі цинку, кадмію, меркурію, аміак, органічні аміни. Під час розчинення у воді вони лише частково дисоціюють на іони, а основне число їх молекул перебуває у розчині в недисоційованому стані. Слабку електроліти дисоціюють частково й оборотно – у розчині одночасно містяться недисоційовані молекули та іони. Між молекулами та іонами встановлюється рівновага, що характеризується константою рівноваги, яка називається константою електролітичної дисоціації. Дисоціацію слабкого бінарного електроліту КА можна записати:

КА <=> К⁺ + А^-

Йому відповідає константа дисоціації: Кдис. = [К⁺][А^-] / [КА]

Константа електролітичної дисоціації залежить від природи електроліту та розчинника, а також від температури.

Чим більша константа дисоціації, тим повніше дисоціює електроліт і тим він сильніший.

65. Реакції обміну в розчинах електролітів та напрямок їх протікання. Іонні рівняння реакцій у розчинах.

Реакції обміну в розчинах електролітів відбуваються тоді, коли іони, що утворились внаслідок дисоціації цих електролітів, сполучаються між собою з утворенням слабкодисоційованих, малорозчинних або газоподібних продуктів. Такі реакції відбуваються швидко, з невеликими енергіями активації. Зміст таких реакцій розкривають скорочені іонні рівняння, в яких сильні розчинні електроліти записують у вигляді іонів, а слабкі розчинні електроліти, малорозчинні та газоподібні речовини – у молекулярній формі.

АХ + ВУ  АУ + ВХ

Розглянемо поширені випадки реакцій обміну. 1) З утворенням слабких електролітів.

У цій групі поширені реакції, що призводять до утворення води: взаємодія кислот з основами, основ з кислотними оксидами, кислот з основними оксидами.

2НСl + Са(ОН)₂ = СаСl₂ + 2Н₂О

Н⁺ + ОН^- = Н2О

2) З утворенням малорозчинних продуктів.

У таких реакціях іони, утворені з вихідних електролітів, зв’язуються за рахунок випадання продукту реакції в осад.

AgNO₃ + HCl = AgCl + HNO₃

Ag⁺ + Cl^- = AgCl

У випадку, коли в реакцію вступають малорозчинні сполуки, реакція йде в бік утворення менш розчинного електроліту.