2.3 Константа диссоциации

Для характеристики слабых электролитов применяют константу диссоциации К_Д. Вследствие того, что слабые электролиты диссоциируют на ионы не полностью, в их растворах при диссоциации устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. Для слабого электролита общей формулы А_nВ_m уравнение диссоциации имеет вид

А_nВ_m nA^m+ + mB^n-.

Применяя закон действия масс, запишем выражение константы равновесия:

,

где [A^m+], [В^n-] – равновесные концентрации ионов А^m+ и В^n-,

[А_nВ_m] – равновесная концентрация недиссоциированных молекул А_nВ_m.

Константу равновесия в этом случае называют константой диссоциации (К_Д) или константой ионизации.

Константа ионизации характеризует способность электролита диссоциировать на ионы. Чем больше константа диссоциации, тем легче электролит распадается на ионы, тем больше ионов в его растворе, тем сильнее электролит. Например:

Следовательно, уксусная кислота СН₃СООН более сильный электролит, чем циановодородная кислота HCN.

Для слабого электролита константа диссоциации постоянная величина при данной температуре, которая не зависит от концентрации раствора. Константа диссоциации зависит от природы электролита, природы растворителя и температуры.

2.4. Реакции обмена в водных растворах электролитов. Ионные реакции и уравнения

Согласно теории электролитической диссоциации все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами. Они называются ионными реакциями, а уравнения этих реакций – ионными уравнениями.

При составлении ионных уравнений реакций следует руководствоваться тем, что вещества мало диссоциированные, малорастворимые (выпадающие в осадок) и газообразные записываются в молекулярной форме. Сильные электролиты, как полностью диссоцированные, записывают в виде ионов. Сумма электрических зарядов левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов правой части. Ионными уравнениями могут быть изображены любые реакции, протекающие в растворах между электролитами.

I. Реакция, идущая с образованием осадка.

а) NiCl₂ + NaOH = Ni(OH)₂ + 2HСl – молекулярное уравнение реакции;

б) Ni²⁺ + 2Сl^- + 2Na⁺ + 2OH^- = Ni(OH)₂ + 2H⁺ +2Сl^- – ионное уравнение реакции;

в) Ni²⁺ +2OH^- = Ni(OH)₂ – сокращенное ионное уравнение реакции.

II. Реакции, идущие с образованием газа:

а) Na₂S + 2НСl = H₂S↑ + 2NaCl;

б) 2Na⁺ + S^2- + 2Н⁺ + 2Сl^- = H₂S + 2Na⁺ + 2Cl^-;

в) S^2-+ 2H⁺ = H₂S.

III. Реакции, идущие с образованием слабых кислот слабых оснований:

а) CH₃COONa + HNO₃ = СН₃СООН + NaNO₃;

б) СН₃СОО^- + Na⁺ + H⁺ + NO₃^- = СН₃СООН + Na⁺ + NO₃^-;

в) СН₃СОО^- + Н⁺ = СН₃СООН.

IV. Реакции, идущие между сильными и слабыми электролитами:

1. а) ↓CaСO₃ +2НСl = СaСl₂ + H₂СО₃ ;

б) ↓СаСО₃ + 2Н⁺ + 2Сl^- = Ca²⁺ + 2Сl^- + СО₂↑+ H₂О;

в) CaСО₃ + 2H⁺ = Ca²⁺ + СО₂ + H₂O.

2. a)↑H₂S + 2NaOH = Na₂S + 2H₂O;

б)↑H₂S + 2Na⁺ + 2ОH^- = 2Na⁺ + S^2- + 2H₂О;

в) H₂S + 2OH^- = 2H₂О + S^2-.

2.5. Изменение энергии Гиббса и направленность химических процессов

Изменение энергии Гиббса ΔG позволяет решить вопрос о направлении самопроизвольного процесса, протекающего при постоянном давлении и температуре. Если ΔG < 0, процесс протекает самопроизвольно в прямом направлении. Если ΔG > 0, то процесс идет в обратном направлении. Если ΔG = 0, то в системе устанавливается химическое равновесие. ΔG при стандартных условиях (Т= 298 К, Р= 0, 101 МПа) вычисляется по формуле

продуктов реакции – исходных веществ.

образования находят по таблице.

Значение энергии Гиббса, кДж/(моль^.К)

№ п/п	Вещество	ΔG	№ п/п	Вещество	ΔG
1	NaCl	-383,9	6	CH3COONa	-752,6
2	HCl	-95,2	7	Na2CO3	-1047,7
3	BaCl	-811,2	8	Na2SO4	-1266,8
4	BaSO4	-1353,8	9	CO2	-394,4
5	CH3COOH	-392,46	10	H2O	-237,2