Молекулярность и порядок р-ии. Скорость хим-кой реакц-и

Δt_кип=Еm Е - эбуллиоскопическая постоянная раств-ля.
4. Осмотическое давление, Р=CмRT кПа См - молярная концентрация; R-8,31 Дж/(моль^-1К^-1); Т - температура, К.
Осмос-явл.односторонней диффузии. Закон Вантгоффа вел-на осмат давления разбавл. р-ра численно = тому давлению которое производило бы данное кол-во раствор-го в-ва находясь в газообразном сост.и занимала обьём р-ра при данной t. У-е Менделеева-Клайперона PV=m_BRT/M_B|P= m_BRT/M_BV|π=C_BRT|C_B=m_B/M_BV_р-ра м/л

9.Теория электролитической диссоциации. Степень и константа диссоциации. Сильные и слабые электро-ты
При растворении в воде или других раств-лях, состоящих из полярных молекул, электролиты подвергаются электролитической диссоциации, т. е. в большей или меньшей степени распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы - катионы и анионы. Электролиты, диссоциирующие в растворах не полностью, называются слабыми электролитами. В их растворах устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и продуктами их диссоциации- ионами.
СНзСООНН⁺+СНзСОO^- K=[Н⁺][СНзСОO^-]/[СНзСООН]
Степенью диссоциации электролита называется отношение числа молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу молекул электролита в растворе.
Для электролита АХА⁺+Х^-, константа и степень диссоциации связаны coоотношением (закон разбавления Оствальда): K=а²С_м/(1-а) С_m-моляр конц-я электролита, моль/л. Если степень диссоциации значительно <единицы, то при приближенных вычислениях можно принять, что 1-а=1 Тогда К = а²С_м, а =(К/С_m)^1/2
При разбавлении раствора (при уменьшении концентрации электролита См) степень диссоциации электролита возрастает. Для расчетов, связанных с диссоциацией кислот удобно показателем константы диссоциации рК, который определяется соотношением рК =-lgК с возрастанием К, (увеличением силы к-ты), значение рKуменьшаетсяследовательно, чем больше рK, тем слабее кислоты. При введении в раствор слабого электролита одноименных ионов равновесие диссоциации нарушается и смещается в направлении образования недиссоциированных молекул, так что степень диссоциации электролита уменьшается. СНзСООНH⁺+CH₃COO^- сместится влево. В растворах многоосновных кислот, а также оснований, содержащих несколько гидроксильных групп, устанавливаются ступенчатые равновесия,отвечающие последовательным стадиям диссоциации. K1>>K2>>K3
Н₃Р0₄Н⁺+Н₂Р0₄^- //Н₂Р0₄^-Н⁺+НР0₄^-2//НР0₄^-2Н⁺+Р0₄^-3
Электролиты,практически полностью диссоциирующие в водных раств-х,называются сильными электролитами. К сильным электролитам относятся: большинство солей,
В растворах сильных электролитов концентрация ионов довольно велика, так что силы межионного взаимодействия заметно проявляются даже при малой концентрации электролита. В результате ионы оказываются не вполне свободными в своем движении, и все Свойства электролита, зависящие от числа ионов, про являются слабее, чем следовало бы ожидать при полной диссоциации электролита на не взаимодействующие между собой ионы. Поэтому для описания состояния ионов в растворе пользуются, наряду с концентрацией ионов, их активностью. Активность иона связана с его молекулярной концентрацией в растворе:α=fC_m f-коэффициент активности иона.