9. Уравнения, применяемые к неидеальным (реальным) растворам. Термодинамическая константа ионизации.

Понятие “активность”введено в науку для того, чтобы законы, сформулированные для идеальных систем, были применимы к (неидеальным) реальным системам. Подстановка величин активности вместо молярных концентраций в уравнение закона действия масс делает эти уравнения применимыми к нёидеальным (реальным) системам. Закон действующих масс - скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. Например, для обратимой реакции А + В↔С + D после замены молярных концентраций их активностями получим;

или, заменив активности их значениями а = с f, будем иметь:

Точно так же при замене в уравнениях констант ионизации равновесных концентраций активностями ионов получаются уравнения, справедливые в отношении растворов сильных электролитов, концентрированных растворов слабых электролитов и растворов слабых электролитов в присутствии сильных электролитов.

Константы электролитической ионизации, определяемые с помощью активностей, называются истинными или термодинамическими константами электролитической ионизации. Величины термодинамических констант не зависят от концентрации растворов и потому подчиняются закону действия масс.

Пользуясь величинами термодинамических констант, можно находить активности ионов в растворе и решать ряд других задач, например находить рН и рОН растворов и т. д.

10. Основные типы равновесий в растворах. Константы химического равновесия (истинная, термодинамическая, концентрационная). Действие одноименного иона.

Типы химических реакций (равновесий):

1. с переносом протона – кислотно-основные реакции;

2. с переносом электрона – окислительно-восстановительные реакции;

3. с переносом электронных пар с образованием донорно-акцепторных связей – реакции комплексообразования.

Химическое равновесие - это такое состояние обратимого процесса, в котором скорость прямой и обратной реакций равны между собой.

Концентрации веществ в состоянии химического равновесия называются равновесными: [Ā], моль/л.

Кинетические кривые обратимой реакции аА↔bВ

Кинетическое описание химического равновесия основано на законе действующих масс: скорость реакции прямо пропорциональна концентрации реагирующих веществ.

Отношение констант скорости является постоянной величиной, обозначаемой K_c:

где K_с – концентрационная константа равновесия.

Таким образом, закон действующих масс для обратимой реакции записывается так:

Величина константы равновесия, выраженная через активности реагирующих веществ, называется термодинамической константой равновесия.

Запишем выражения, используя вместо активностей частиц их равновесные концентрации.

Эти величины называются концентрационными константами равновесия. При этом К – реальная, а К’ – условная константа равновесия.

Действие одноименного иона.

Степень диссоциации слабых электролитов можно искусственно понижать.

СН₃СООН СН₃СОО^– + H⁺

Если в раствор добавить CH₃COONa, то, являясь сильным электролитом, эта соль дает большое количество ионов CH₃COO^- => их концентрация увеличивается. Равновесие при этом сместится влево и степень диссоциации кислоты уменьшится, концентрация H⁺ понизится.

11. II аналитическая группа катионов (Аg+, Pb2+, Hg22+) и их специфические реакции.