Константа равновесия, величина, определяющая для данной хим. Р-ции соотношение между термодинамич. Активностями исходных в-в и продуктов в состоянии хим. Равновесия.

Константу равновесия такой реакции можно выразить уравнением:

,

где:

[KA] — концентрация недиссоциированного соединения в растворе;

[K⁺] — концентрация катионов в растворе;

[A^-] — концентрация анионов в растворе.

№32.

Раство́р — гомогенная (однородная) смесь, образованная не менее чем двумя компонентами, один из которых называется растворителем, а другие растворимы в нём, это также система переменного состава, находящаяся в состоянии химического равновесия

Концентрация раствора – это величина, отражающая пропорции между растворенным веществом и растворителем. Для количественного выражения концентрации растворов часто используют проценты (массовые или объемные).

Способы выражения концентраций растворов.

Содержание растворенного вещества в растворе может быть выражено различными способами. Наиболее часто применяют следующие:

1. Процентная концентрация С. Она показывает сколько г растворенного вещества содержится в 100 г раствора. Ее находят по формуле:

2. Молярная концентрация или молярность. Она показывает сколько моль растворенного вещества содержит 1 л раствора. Она обозначается буквой М, которая ставится после численного значения. Раствор, в 1 л которого содержится 1 моль растворенного вещества, называется молярным.

3. Нормальная или эквивалентная концентрация. Она показывает число эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора. Раствор, в 1 л которого содержится 1 эквивалент растворенного вещества, называется нормальным. Нормальность обозначают С_Н или N, а после численного значения нормальности ставят букву н или N. Так, 0.1 н (или 0.1 N) раствор означает, что в 1 л его раствора содержится 0.1 эквивалент растворенного вещества (такой раствор называют децинормальным раствором).

5. Титр раствора Т. Он показывает сколько г растворенного вещества содержит 1 мл раствора. Титр раствора представляет собой отношение массы растворенного вещества (а) в г к объему раствора (V) в мл:

Т = а/V, г/мл

№33.

Электроли́т — химический термин, обозначающий вещество, расплав или раствор которого проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы. Примерами электролитов могут служить кислоты, соли и основания. Электролиты — проводники второго рода, вещества, которые в растворе (или расплаве) состоят полностью или частично из ионов и обладающие вследствие этого ионной проводимостью.

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ, содержат в заметных концентрациях ионы-катионы и анионы, образующиеся в результате электролитической диссоциации молекул растворенного в-ва. Р-ритель (чистый или смешанный) обычно в сколько-нибудь значит. степени не диссоциирован. Растворы электролитов обладают способностью проводить электрич. ток и относятся к проводникам второго рода. Благодаря увеличению общего числа частиц коллигативные св-ва бесконечно разбавленных растворов электролитов (т. е. св-ва, зависящие только от концентрации растворенного в-ва, но не от его природы) существенно отличаются от тех же св-в растворов неэлектролитов. Этим, в частности, объясняется увеличение осмотич. давления в сравнении со значением, предсказываемым законом Вант-Гоффа (см. Осмос), понижение давления пара р-рителя над р-ром в сравнении с предсказываемым Рауля законом и др. Наличием ионов обусловлены также классификация растворов электролитов, особенности теоретич. подходов в сравнении с др. классами р-ров. Наиб. изучены водные растворы электролитов, играющие важную роль во многих биол., геол. и техн. процессах. Неводные растворы электролитов служат средой для проведения синтеза и электрохим. процессов, используются в совр. технологиях (создание новых химических источников тока, солнечных батарей, процессы разделения в-в и др.).

Степень дисссоциации (α) — отношение числа молекул, диссоциировавших на ионы к общему числу молекул растворенного электролита.

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.

К сильным электролитам относятся почти все соли, некоторые кислоты (НСl, HBr, HI, НNО₃, НсlO₄, Н₂SO_4(разб.)) и некоторые основания (LiОН, NaOH, КОН, Са(ОН)₂, Sr(OH)₂, Ва(ОН)₂). К слабым электролитам относится большинство кислот (особенно органических) и оснований.

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

  Теория электролитической диссоциации

Электролитическая диссоциация — распад вещества на ионы под действием полярных молекул растворителя или при расплавлении .

Для объяснения особенностей свойств растворов электролитов С. Аррениус предложил теорию электролитической диссоциации, основывающуюся на следующих постулатах:

1.  Электролиты в растворах распадаются на ионы – диссоциируют;

2.  Диссоциация является обратимым равновесным процессом;

3.  Силы взаимодействия ионов с молекулами растворителя и друг с другом малы (т.е. растворы являются идеальными).

Константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации. Величина К зависит от природы электролита и растворителя, а также от температуры, но не зависит от концентрации раствора. Она характеризует способность данной кислоты или данного основания распадаться на ионы: чем выше К, тем легче электролит диссоциирует.

№34.