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):

с переносом протона – кислотно-основные реакции;

с переносом электрона – окислительно-восстановительные реакции;

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↔ b В

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.

⇐ Предыдущая12345678910Следующая ⇒

Поделиться: