ВІКІСТОРІНКА
Навигация:
Інформатика
Історія
Автоматизація
Адміністрування
Антропологія
Архітектура
Біологія
Будівництво
Бухгалтерія
Військова наука
Виробництво
Географія
Геологія
Господарство
Демографія
Екологія
Економіка
Електроніка
Енергетика
Журналістика
Кінематографія
Комп'ютеризація
Креслення
Кулінарія
Культура
Культура
Лінгвістика
Література
Лексикологія
Логіка
Маркетинг
Математика
Медицина
Менеджмент
Металургія
Метрологія
Мистецтво
Музика
Наукознавство
Освіта
Охорона Праці
Підприємництво
Педагогіка
Поліграфія
Право
Приладобудування
Програмування
Психологія
Радіозв'язок
Релігія
Риторика
Соціологія
Спорт
Стандартизація
Статистика
Технології
Торгівля
Транспорт
Фізіологія
Фізика
Філософія
Фінанси
Фармакологія


Розчинність електролітів. Рівновага в насиченому розчині малорозчинного електроліту. Добуток розчинності.

 

Коли тверда речовина з іонним зв’язком розчиняється у полярному розчиннику, відбувається сольватація його іонів, що супроводжується виділенням енергії сольватації. Внаслідок цього соль ватовані іони переходять у розчин. Сольватація – сукупність процесів, які відбуваються під час взаємодії розчинених частинок з молекулами розчинника.

У системах насичених розчинів малорозчинних електролітів установлюється рівновага між твердою фазою та електролітом, що міститься в розчині. Оскільки електроліт малорозчинний, його насичений розчин є дуже розбавленим, і електроліт у розчині практично повністю дисоціює на іони. Молекул розчиненої речовини у розчину немає, тому встановлюється рівновага між твердою фазою та іонами в розчині. За умов рівноваги в насичений розчин переходить стільки само іонів, скільки їх знову повертається в осад.

Добуток концентрації іонів малорозчинного електроліту в його насиченому розчині за даної температури є величина стала і називається добутком розчинності (ДР). Значення ДР залежить від температури і природи електроліту. Для складних електролітів, які під час дисоціації утворюють два або більше однакових іонів, треба враховувати стехіометричні коефіцієнти рівноваги і в рівнянні добутку розчинності концентрації цих іонів требу брати у відповідних степенях.

 

Дисоціація слабких електролітів. Константа і ступінь дисоціації. Закони розведення Освальда. Ступінчата дисоціація слабких електролітів.

Слабкі електроліти дисоціюють частково й оборотно – у розчині одночасно містяться недисоційовані молекули та іони. Між молекулами та іонами встановлюється рівновага, що характеризується константою рівноваги, яку називають константою електролітичної дисоціації. Дисоціацію слабкого бінарного електроліту КА можна записати:

КА <=> К+ + А-

Йому відповідає константа дисоціації:
Кдис. = [К+][А-] / [КА]

Константа електролітичної дисоціації залежить від природи електроліту та розчинника, а також від температури.

Чим більша константа дисоціації, тим повніше дисоціює електроліт і тим він сильніший.

Для характеристики дисоціації слабкого електроліту використовують поняття ступеня дисоціації а(альфа):

а = Сдис. / С

За ступенем дисоціації можна знайти концентрацію молекул, що про дисоціювали.
[К+] = [А-] = Сдис. = а*С
[КА] = С – Сдис. = С – а*С = С*(1 - а)

Тому константу дисоціації можна записати так:

Кдис. = (а2 / 1 – а)* С

Цей вираз дістав назву закону розбавлення Освальда. В разі розбавлення розчину його концентрація С зменшується, а ступінь дисоціації електроліту зростає так, що Кдис. залишається сталим.

Для розчинів слабких електролітів, які мало дисоціюються на іони, закон Освальда можна переписати так:
Кдис. = а2

Слабкі електроліти, які під час дисоціації здатні утворювати більш ніж два іони, дисоціюють ступінчасто, і перебіг кожного ступеня описується рівнянням електролітичної дисоціації бінарного електроліту і характеризується власною константою, причому Кдис1>Кдис2>КдисN. Загальна константа дорівнює добутку констант окремих ступеней.

 

Методи визначення константи і ступеня дисоціації слабких електролітів.

Константа дисоціації характеризує рівновагу між молекулами та іонами в розчинах слабких електролітів. Вона дорівнює частці добутку концентрацій окремих іонів до концентрації молекул електроліту, що не продисоціювали.

Для бінарного електроліту КА дисоціацію і її константу можна записати так:

КхАу <=> хК+ + уА-

Кдис. = [К+]х-]у / [КА]

Ступінь дисоціації показує відношення концентрації продисоційованих молекул до константи вихідного розчину електроліту.

а = Сдис. / С

За ступенем дисоціації можна знайти концентрацію молекул, що про дисоціювали.
[К+] = [А-] = Сдис. = а*С
[КА] = С – Сдис. = С – а*С = С*(1 - а)

Тому константу дисоціації можна записати так:

Кдис. = (а2 / 1 – а)* С

Цей вираз дістав назву закону розбавлення Освальда.

Для розчинів слабких електролітів, які дуже мало дисоціюють на іони, ступінь електролітичної дисоціації а<<1, тому рівняння Освальда має вигляд:

Кдис. = а2

Так як 1 – а = 1. Звідси:

а = (Кдис. / С) під корнем.

 

Основні типи слабких електролітів. Їх характеристика.

Слабкі електроліти характеризуються малими значеннями ступеня дисоціації та низькою електропровідністю розчинів. До них належать переважна більшість органічних та багато неорганічних кислот (CH3COOH, H2S, HCN, H2CO3, H2SiO3), нерозчинні у воді основи, солі цинку, кадмію, меркурію, аміак, органічні аміни. Під час розчинення у воді вони лише частково дисоціюють на іони, а основне число їх молекул перебуває у розчині в недисоційованому стані. Слабку електроліти дисоціюють частково й оборотно – у розчині одночасно містяться недисоційовані молекули та іони. Між молекулами та іонами встановлюється рівновага, що характеризується константою рівноваги, яка називається константою електролітичної дисоціації. Дисоціацію слабкого бінарного електроліту КА можна записати:

КА <=> К+ + А-

Йому відповідає константа дисоціації:
Кдис. = [К+][А-] / [КА]

Константа електролітичної дисоціації залежить від природи електроліту та розчинника, а також від температури.

Чим більша константа дисоціації, тим повніше дисоціює електроліт і тим він сильніший.

 

Реакції обміну в розчинах електролітів та напрямок їх протікання. Іонні рівняння реакцій у розчинах.

Реакції обміну в розчинах електролітів відбуваються тоді, коли іони, що утворились внаслідок дисоціації цих електролітів, сполучаються між собою з утворенням слабкодисоційованих, малорозчинних або газоподібних продуктів. Такі реакції відбуваються швидко, з невеликими енергіями активації. Зміст таких реакцій розкривають скорочені іонні рівняння, в яких сильні розчинні електроліти записують у вигляді іонів, а слабкі розчинні електроліти, малорозчинні та газоподібні речовини – у молекулярній формі.

АХ + ВУ ó АУ + ВХ

Розглянемо поширені випадки реакцій обміну.
1) З утворенням слабких електролітів.

У цій групі поширені реакції, що призводять до утворення води: взаємодія кислот з основами, основ з кислотними оксидами, кислот з основними оксидами.

2НСl + Са(ОН)2 = СаСl2 + 2Н2О

Н+ + ОН- = Н2О

2) З утворенням малорозчинних продуктів.

У таких реакціях іони, утворені з вихідних електролітів, зв’язуються за рахунок випадання продукту реакції в осад.

AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3

Ag+ + Cl- = AgCl

У випадку, коли в реакцію вступають малорозчинні сполуки, реакція йде в бік утворення менш розчинного електроліту.

 

Кислотність середовища. Водневий покажчик, його значення в нейтральному, кислотному та лужному середовищах, методи визначення.

Кислотність середовища визначається кількістю вільних іонів Н+ в певному об’ємі розчину. Визначаться кислотність середовища за допомогою водневого покажчика.

рН – це від’ємний десятковий логарифм концентрації іонів водню:

рН = - lg[H+]

Іонний добуток води Кв = 1*10-14.

Кв = [Н+][ОН-]

+] = [ОН-] = 1*10-7 моль/л.

Для чистої води, в якій [Н+] = 1*10-7 моль/л, рН = - lg1*10-7 = 7. Тому нейтральне середовище характеризується таким водневим покажчиком. У кислому розчині з концентрацією іонів водню [Н+] = 1 моль/л маємо рН = - lg1 = 0. У лужному розчині з концентрацією гідроксид-іонів [ОН-] = 1 моль/л концентрація іонів водню дорівнює 10-14, а рН = 14.

Зробимо висновок:
Кисле середовище – рН<7.

Нейтральне середовище – рН = 7.

Лужне середовище – рН>7.

Наближено реакцію середовища визначають за допомогою спеціальних реактивів – індикаторів, які змінюють свій колір залежно від концентрації водневих іонів.

Наприклад, червона форма лакмусу Н-Іn, а синю Іn-. Тоді рівновага між цими формами:

Н- Іn ó Н+ + Іn-

В кислих розчинах рівновага зміщується вліво, тому індикатор переходить у кислотну форму (червоний лакмус), у лужних розчинах, де концентрація іонів водню мала, індикатор майже повністю перетворюється на основну форму (синій лакмус).

КІn = [Іn-][Н+] / [НІn]

Кислотно-основні індикатори – це слабкі органічні кислоти або основи, які змінюють своє забарвлення в разі перетворення кислотної форми на основну і навпаки.

 

© 2013 wikipage.com.ua - Дякуємо за посилання на wikipage.com.ua | Контакти