Вопрос 3 Сильные и слабые электролиты. Степень и константа равновесия реакции диссоциации. Реакции обмена в растворах электролитов.

Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты (сильные кислоты, такие как: HCl, HBr, HI, HNO₃).

Слабые электролиты — степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот (слабые кислоты), основания p-, d-, и f- элементов

Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.

Электропроводность слабых электролитов определяется в основном степенью диссоциации , величина которой зависит от концентрации электролита и температуры. Для любого электролита: По величине степени диссоциации судить о силе электролита не очень удобно, так как величина   зависит от многих параметров, особенно от концентрации. Более удобно использовать величину константы диссоциации К_д.

С уменьшением концентрации электролита, т.е. при разбавлении его водой, степень диссоциации всегда увеличивается. Как правило,увеличивает степень диссоциации и повышение темпера­туры. По степени диссоциации электролиты делят на сильные и слабые.

Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая показывает склонность большого объекта диссоциировать (разделяться) обратимым образом на маленькие объекты. Как, например когда комплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль разделяется в водном растворе на ионы. Константа диссоциации обычно обозначается   и обратная константе ассоциации. В случае с солями, константу диссоциации иногда называют константой ионизации.

Реакция ионного обмена — одна из видов химической реакции, характеризующаяся выделением в продукты реакции воды, газа или осадка.

Реакцию обмена в растворе принято изображать тремя уравнениями: молекулярным, полным ионным и сокращённым ионным. В ионном уравнении слабые электролиты, газы и малорастворимые вещества изображают молекулярными формулами.

Na₂CO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + CO₂↑ +H₂O

2Na⁺ + CO₃^2- + 2H⁺ + SO₄^2- → 2Na⁺ + SO₄^2- + CO₂↑ + H₂O

CO₃^2- + 2H⁺ → CO₂↑ + H₂O

Вопрос 4 Равновесие в насыщенных растворах малорастворимых электролитов. Произведение растворимости.

Произведение растворимости — произведение концентрации ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости — величина постоянная.

Зная произведение растворимости, можно определить, образуется ли осадок при сливании двух растворов известной концентрации. Условие образования осадка: осадок образуется в том случае, если произведение концентраций ионов в растворе, полученном после смешения двух растворов, больше или равно произведению растворимости.

Равновесие в р-ре мало-го сильного электролита:

(растворимость не превышает 10^-2 моль/кг воды)

Произведение растворимости: в насыщенном растворе малорастворимого сильного элемента произведение активностей ионов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, есть величина постоянная в данном растворе при постоянных температуре и давлении.

Если (ПР)- система находится в равновесии. Если >ПР, то раствор окажется перенасыщенным, из него будет выпадать осадок. Если то раствор ненасыщен, осадок не выпадает (происходит процесс растворения вещества).

При увеличении в насыщенном растворе концентрации одного из ионов равновесие смещается влево (в направлении процесса образования кристаллической фазы), а при уменьшении его концентрации вправо (а направлении процесса растворения осадка).