Приведите формулировку закона действия масс для равновесных систем. Какое практическое применение он имеет в аналитической химии? Напишите выражения констант диссоциации ортофосфорной кислоты и водного раствора аммиака. (Решение → 33077)

Заказ №38834

1. Приведите формулировку закона действия масс для равновесных систем. Какое практическое применение он имеет в аналитической химии? Напишите выражения констант диссоциации ортофосфорной кислоты и водного раствора аммиака. 2. Как влияет концентрация электролита на его степень диссоциации? К какому эффекту приводит действие «одноименного иона»? Приведите примеры. 3. Вычислить рН и равновесные концентрации ионов вещества (Y) в растворе с общей молярной концентрацией (Z) (табл.5) (Y):молочная кислота (Z):0,03 моль/л

Решение:

1. Химическое равновесие. Система находится в равновесии, если ее состояние не изменяется во времени. Равенство скоростей прямой и обратной реакции – условие сохранения равновесия системы. Закон действия масс: отношение произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ (все концентрации указывают в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам) есть постоянная, называемая константой равновесия. Для аналитической химии данный закон имеет практическое применение. Для реакции типа: mA+nB⇆pC+qD Константа равновесия выражается формулой K= [𝐶] 𝑝[𝐷] 𝑞 [𝐴]𝑚[𝐵]𝑛 Константа равновесия – это мера протекания прямой реакции. К = О – прямая реакция не идет; К =∞ – прямая реакция идет до конца; К > 1 – равновесие сдвинуто вправо; К < 1 – равновесие сдвинуто влево. Классическая теория электролитической диссоциации была создана С. Аррениусом и В.Оствальдом в 1887 году. Аррениус придерживался физической теории растворов, не учитывал взаимодействие электролита с водой и считал, что в растворах находятся свободные ионы. Русские химики И. А. Каблуков и В. А. Кистяковский применили для объяснения электролитической диссоциации химическую теорию растворов Д.И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита происходит его химическое взаимодействие с водой, в результате которого электролит диссоциирует на ионы. Классическая теория электролитической диссоциации основана на предположении о неполной диссоциации растворённого вещества, характеризуемой степенью диссоциации 513 α, т. е. долей распавшихся молекул электролита. Динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами описывается законом действующих масс . Константы равновесия реакций диссоциации называются константами диссоциации. Константы диссоциации характеризуют диссоциацию слабых электролитов: чем меньше константа, тем меньше диссоциирует слабый электролит, тем он слабее.