Произведение растворимости

произведение концентраций ионов в насыщенном растворе труднорастворимого электролита является постоянной величиной при постоянной температуре.

Эта величина называется произведением растворимости ПР. В приведенном примере

ПР_АgС1 =[Аg⁺][С1^-]

В тех случаях, когда электролит содержит два или несколько одинаковых ионов, концентрации этих ионов при вычислении произведения растворимости должны быть возведены в соответствующую степень.

В общем виде выражение произведения растворимости для электролита А_n В_m:

ПР А_n В_m= [А⁺] ⁿ[В^-]^m

Знание произведения растворимости различных веществ позволяет сознательно осаждать ионы
Основные положения теории электролитической диссоциации.
Теорию электролитической диссоциации создал в 1887 г шведский ученый С.Аррениус .

Процесс распада электролитов на ионы в водном растворе или расплаве называется электролитической диссоциацией или ионизацией.

Электролиты обладают различной способностью к диссоциации. Для того чтобы количественно охарактеризовать диссоциацию электролита, введено понятие степени диссоциации. Отношение числа молекул распавшихся на ионы n, к общему числу растворенных молекул электролита N называется степенью диссоциации α . α = n/N

Степень диссоциации выражается или в десятичных дробях, или, чаще , в процентах. Степень диссоциации определяют в 0.1 н. растворах.

Вещества, полностью диссоциированные в растворе, относятся к сильным электролитам, слабые электролиты диссоциируют частично.

В зависимости от степени электролитической диссоциации кислот, оснований и солей различают сильные, средние и слабые электролиты.

К сильным электролитам относятся:

1) большинство растворимых солей;

2) многие неорганические кислоты Н₂ SO₄, НNO₃ НCI, НCIО₄, НВr,НI,НMnО₄, НCIО₃ и др.

3) гидроксиды щелочных металлов NаОН, КОН а также некоторых щелочноземельных металлов, такие как Ва(ОН)₂ и Са(ОН)₂.

У слабым электролитам относятся:

1) некоторые слабые неорганические кислоты:Н₂СО₃

---

, Н₂S, НNО₂, Н₂ SiО3, НCIО, НСN и почти все органические кислоты;

2) многие основания металлов ( кроме гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов), а также гидрат аммиака NН₃ Н₂О;

3) Некоторые соли: НgCI₂, Нg(CN)₂, Cd(CN)₂ и др.

К электролитам средней силы относятся:Н₃РО₄,Н₂SО₃,НF.

Степень диссоциации электролитов зависит от многих факторов: от природы растворителя, концентрации раствора, природы электролита, температуры.

Концентрация раствора. Степень диссоциации электролита увеличивается при разбавлении раствора, так как уменьшается возможность столкновения между ионами и в связи с этим преобладает процесс распада молекул на ионы.

В концентрированном растворе наблюдается частое столкновение ионов, это приводит к образованию молекул, следовательно, при увеличении концентрации раствора степень диссоциации уменьшается.

Природа электролита. Различные электролиты имеют разную степень диссоциации в одинаковых условиях.

Будучи растворены в воде, серная кислота во много раз лучше диссоциирует, чем уксусная. Как было сказано выше. По степени диссоциации электролиты делятся на сильные, слабые и средней силы.

Температура. У сильных электролитов с повышением температуры степень диссоциации уменьшается, так как увеличивается число столкновений между ионами, приводящее к образованию молекул. У слабых электролитов при повышении температуры степень диссоциации вначале повышается, а после 60⁰С начинает уменьшаться.

Вода, которая является слабым электролитом, находится в особом положении, так как диссоциация воды проходит с поглощением теплоты. Поэтому с повышением температуры, согласно принципу Ле-Шателье, степень диссоциации воды заметно возрастает.

Степень диссоциации электролитов имеет большое значение, так как от нее зависит химическая активность вещества. Чем более диссоциировано вещество в растворе, тем активнее вступает оно во взаимодействие.

Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют только частично, поэтому в растворе устанавливается динамическое равновесие между молекулами и ионами. Следовательно, к процессу диссоциации слабого электролита мы модем применять законы химического равновесия. Например, ионное равновесие раствора уксусной кислоты выражается уравнением:

---

СН₃СООН = СН₃СОО^- + Н⁺

Применив закон действующих масс, мы можем написать выражение для константы равновесия:

К_дис.= [СН₃СОО^- ][Н⁺]/[СН₃СООН]

Константа равновесия диссоциации для слабых электролитов называется константой диссоциации.

Константа диссоциации для слабых электролитов не зависит от концентрации раствора и при постоянной температуре является постоянной величиной для данного электролита. Она характеризует способность электролита распадаться на ионы: чем выше К_дис. Тем больше степень диссоциации данного электролита, тем сильнее этот электролит.

Многоосновные кислоты и основания многовалентных металлов диссоциируют ступенчато, и каждая из стадий диссоциации характеризуется собственной константой диссоциации.

1 ступень: Н₃РО₄= Н⁺ + Н₂РО₄^- К_д. = 7,6 10^-3

2 ступень: Н₂РО₄^- = Н⁺ + НРО₄^-2 К_д= 6,2 10^-8

3 ступень: НРО₄^-2 = Н⁺ + РО₄^-3 К_д= 4,4 10^-13

Диссоциация основания.

1 ступень: А1(ОН)₃= ОН^- + А1(ОН)₂⁺

2 ступень: А1(ОН)₂⁺= ОН^- + А1(ОН)⁺²

3 ступень: А1(ОН)⁺²= ОН^- + А1⁺³

Диссоциация средней соли:

Nа₂SО₄ = 2 Nа⁺ +SО₄^-2

Диссоциация кислой соли:

NаНSО₄ = Nа⁺ +НSО₄^-

НSО₄^- = Н⁺ +SО₄^-2

Диссоциация основной соли:

1 ступень: А1(ОН)С1₂= 2С1^-+ А1(ОН)⁺²

2 ступень: А1(ОН)⁺²= ОН^- + А1⁺³
Взаимосвязь между степенью и константой ионизации слабых электролитов.
Степень и константа ионизации характеризуют собой один и тот же процесс распада молекул на ионы, поэтому можно одну из этих величин выразить через другую.

Сα Сα/ С (1-α) =К К= Сα²/ 1- α

Закон разбавления В. Оствальда

Он установил зависимость между степенью ионизации слабого электролита и его концентрацией.

Если электролит является достаточно слабым и раствор его не слишком разбавлен, то степень ионизации его мала и величина (1-α) мало отличается от 1 следовательно

Сα²=К α=√К/С
Диссоциация воды

Реакции, как правило, протекают, в водных растворах. Вода является одним из наименее диссоциированных веществ. Чистая вода все же диссоциирует на водородные и гидроксильные ионы:

Н₂О = Н⁺

---

+ ОН^-

При комнатной температуре (22⁰С) в каждом литре воды лишь 1 10^-7 моль диссоциированы на ионы.

Для каждого слабого электролита мы можем написать выражение константы диссоциации. Для воды выражения константы диссоциации будет выгладить следующим образом:

К_дисс.= [Н⁺] * [ОН^-]

[H₂O]

Это выражения записать иначе К_дисс. * [H₂O]= [Н⁺] * [ОН^-]
реакцию любого раствора можно охарактеризовать, указав, какова в нем концентрация ионов водорода:

А) нейтральный раствор Н⁺] = 1*10^-7 моль/л

Б) кислый раствор [Н⁺] > 1*10^-7 моль/л

В)щелочной раствор [Н⁺] < 1*10^-7 моль/л

Зная величину концентрации водородных ионов, можно вычислить величину концентрации гидроксид-ионов и наоборот.

Водородный показатель.

Применение чисел с отрицательными показателями неудобно. Поэтому для характеристики степени кислотности раствора стали применять вместо истинных концентраций водородных и гидроксид-ионов их логарифмы, взятые с обратным знаком. Эти величины названы ионными показателями и обозначаются буквой «р»

Таким образом, водородный показатель рН= - ℓg[Н⁺ ]

Гидроксидный показатель; рОН= - ℓg[ОН^- ]

Ионное произведение воды К_в = 10^-14

[Н⁺] [ОН^-]= 10^-14

Прологарифмируем это выражение: ℓg[Н⁺ ] + ℓg[ОН^- ]= -14

Возьмем все величины с обратным знаком: - ℓg[Н⁺ ] +( - ℓg[ОН^- ]) = 14 или рН + рОН =14

С помощью последнего уравнения, зная величину рН, можно легко рассчитать величину рОН и наоборот. Например, в растворе рН=5, тогда рОН =14-5=9.

Кислотность растворов можно охарактеризовать количественно через величину рН: нейтральный раствор рН=7; кислый раствор рН<7; щелочной раствор рН>7.

Ясно, что кислотность раствора растет с уменьшением рН, а щелочность с увеличением рН.

40. Гидролиз. Гидролиз солей. Реакция среды. Степень и константа гидролиз

рН раствора солей.

Растворение вещества в воде часто сопровождается химическим взаимодействием. Обменная реакция между веществами и водой, протекающая с образованием малодиссоциирующих соединений, называется гидролизом.

Вода, являясь слабым электролитом, диссоциирует на ионы Н⁺ и ОН^-:

Н₂О = Н⁺+ ОН^-

При растворении некоторых солей в воде ионы растворяемой соли взаимодействуют с ионами Н

---

⁺ и ОН^- воды. При этом происходит смещение равновесия диссоциации воды, так как либо Н⁺, либо ОН.

Константой гидролиза называется отношение произведения концентраций продуктов гидролиза к концентрации негидролизованных ионов соли. Константа гидролиза определяет состояние динамического равновесия, устанавливающегося в растворе данной гидролизующейся соли.

h = С/С_об.

h- степень гидролиза; С- концентрация гидролизованных молекул; С_об.- общая концентрация соли.

Степень гидролиза соли зависит от природы соли, ее концентрации и температуры.

В зависимости от своего состава соли по-разному реагируют с водой.

соли, образованные катионами сильного основания и анионом слабой кислоты;

СН₃СООNа +НОН = СН₃СООН +NаОН

СН₃СОО^- + Nа⁺ +Н₂О = СН₃СООН +Nа⁺ +ОН^-

СН₃СОО^- +Н₂О = СН₃СООН +ОН^-

Среда щелочная рН>7

В общем виде:

Ап^- + НОН = НАп + ОН^-

Применив к обратимому процессу гидролиза закон действия масс, можно написать уравнение константы химического равновесия:

[СН₃СООН][ОН^-]/[СН₃СОО^- ][Н₂О] = К

К_гидр.= [СН₃СООН][ОН^-]/[СН₃СОО^- ]

В общем виде: Ап^- +НОН =НАп + ОН^- К_гидр.= [НАп][ОН^-]/[Ап^- ]

Гидролиз солей двух- или многоосновных кислот протекает по иной схеме, чем гидролиз солей одноосновных кислот. Например , гидролиз сульфида натрия протекает в две стадии по уравнению:

3. 
   Nа₂S + Н₂О = NаНS + NаОН
   

S^-2 +Н₂О =НS^- +ОН^-

Таким образом, в результате гидролиза солей такого типа одним из продуктов реакции будет кислая соль, которая также подвергается гидролизу:

4. 
   NаНS+ Н₂О =Н₂S +NаОН
   

НS^- +Н₂О = Н₂S + ОН^-

Среда основная рН >7

Соль, образованная катионом слабого основания и анионом сильной кислоты.

3. 
   ZnС1₂ + Н₂О =Zn(ОН)С1 + НС1
   

Или в ионной форме:

Zn⁺² + Н₂О = ZnОН⁺ + Н⁺

4. 
   Zn(ОН)С1 + Н₂О = Zn(ОН)₂ + НС1
   

Zn(ОН)⁺ + Н₂О= Zn(ОН)₂ + Н⁺

Среда кислая рН<7

Чем слабее основание, тем в большей степени подвергаются гидролизу его соли. Гидролиз усиливается также, если один из его продуктов является труднорастворимым.

В общем виде: Кt

---

Смотрите также файлы

• 2Жргізуші Добрый день! Дорогие учителя и ученики! 1жргізуші Бгінгі бізді Роза Баланованы 100 жылдыына орай йымдастырылы отыран Отбасылы таланеттылар.docx

• Таырыбы "Табиат жне біз" Масаты.docx

• Урок 34 Раздел Искусство Кабдолдина А. Б.pptx

• Сценарий сказки Колобок.docx

• Экологические проблемы Дальнего Востока.docx