Применение закона действия масс к равновесиям в гомогенных и гетерогенных системах. Гидролиз солей.

Произведение растворимости. При рас­творении твердого тела в воде растворение прекращается, когда получается насыщенный раствор, т. е. когда между растворяемым веществом и находящимися в растворе молекулами того же веще­ства установится равновесие. При растворении электролита в раствор переходят не молекулы, а ионы; равновесие в насыщенном растворе устанавливается между твердой солью и перешедшими в раствор ионами. Напри­мер, в насыщенном растворе сульфата кальция устанавливается равновесие

CaSO4 → Са2+ + SO4

Константа равновесия для этого процесса выразится уравнением:

Применение закона действия масс к равновесиям в гомогенных и гетерогенных системах. Гидролиз солей. - student2.ru K = [Ca2+] [SO4 ]

Применение закона действия масс к равновесиям в гомогенных и гетерогенных системах. Гидролиз солей. - student2.ru [CaSO4]

Применение закона действия масс к равновесиям в гомогенных и гетерогенных системах. Гидролиз солей. - student2.ru Знаменатель дроби — концентрация твердой соли — представляет собою постоянную величину, которую можно ввести в константу. Тогда, обозначая K[CaSO4]= K'

Получим K'= [Ca2+][SO4 ]

Таким образом, в насыщенном растворе электролита произве­дение концентраций его ионов есть величина постоянная при дан­ной температуре.Эта величина количественно характеризует спо­собность электролита растворяться; ее называют произведе­нием растворимости электролита и обозначают буквами ПР ПP CaSO4 = [Ca2+][SO4 ]

Численное значение произведения растворимости электролита можно найти, зная его растворимость. Например, растворимость сульфата кальция при 20°С равна 1,5* 10 ˉ2 моль/л. Это значит, что в насыщенном растворе концентрация каждого из ионов Са2+ и SO4 равна 1,5* 10ˉ2 моль/л. Следовательно, произведение растворимости этой соли ПP CaSO4= [Ca2+][SO4 ] = (1,5* 10ˉ2 )2 =

2,25 * 10ˉ4

Приведенный расчет, сделанный на основе классической теории электроли­тической диссоциации, не точен, т. к. здесь не учтено влияние на рас­творимость электролита электростатических сил, действующих между ионами. Если учесть это влияние, т. е. если вместо концентраций Са2+ и SO4 перемно­жить их активности, то величина ПР несколько уменьшится; уточненное значение ПР CaSO4 равно 1,3 * 10ˉ4

В случае очень мало растворимых электролитов влияние указанных сил можно не принимать во внимание.

Применение закона действия масс к равновесиям в гомогенных и гетерогенных системах. Гидролиз солей. - student2.ru В тех случаях, когда электролит содержит два или несколько одинаковых ионов, концентрации этих ионов при вычислении про­изведения растворимости должны быть возведены в соответствую­щие степени. Например: ПР PbI2 = [Pb2+ ] [I ˉ ]2

Произведение растворимости, вычисленное без учета коэффициентов активности, является по­стоянной величиной только для малорастворимых электролитов и при условии, что концентрации других находящихся в растворе ионов невелики.

Таблица 5 .

Произведения растворимости некоторых веществ при25°С

  Соединение   Произведение растворимости   Соединение   Произведение растворимости
AgCl AgBr AgI Cu(OH)2 Zn(OH)2 BaSO4 CaSO4 1,8 * 10ˉ10 6 * 10ˉ13 1 * 10ˉ16 2,2 * 10ˉ20 1 * 10ˉ17 1,1 * 10ˉ10 1,3 * 10ˉ4   СаСО3 CuS Cu2S FeS HgS MnS ZnS 5* 10ˉ8 6 * 10ˉ36 1 * 10ˉ48 5 * 10ˉ18 1 * 10ˉ52 2,5 *10ˉ10 1 * 10ˉ23  

Диссоциация воды. Водородный показатель. Чистая вода очень плохо проводит электрический ток, но все же обладает электропроводностью, которая объясняется небольшой диссоциацией воды на ионы водорода и гидроксид-ионы:

 

Н 2О → Н+ + ОНˉ

По величине электропроводности чистой воды можно вычис­лить концентрацию ионов водорода и гидроксид-ионов в воде. При 25 °С она равна 10ˉ7 моль/л.

Напишем выражение для константы диссоциации воды;

К =

+] ОНˉ ]

2О]

Перепишем это уравнение следующим образом:

+] [ОНˉ] = [Н2О]К

Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то концентра­ция недиссоциированных молекул Н2О в воде практически равна общей концентрации воды, т. е. 55,55 моль/л (1 л содержит 1000 г воды, т. е. 100:18,02 = 55,55 молей). В разбавленных водных растворах концентрацию воды можно считать такой же. Поэтому, заменив в последнем уравнении произведение [Н2О]Кновой кон­стантойКн2о:

Применение закона действия масс к равновесиям в гомогенных и гетерогенных системах. Гидролиз солей. - student2.ru+] [ОНˉ] = Кн2о

Для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная.Эта постоянная величина называется ионным произведением воды. В чистой воде при 25 °С [Н+] = [ОНˉ]= 1 • 10-7 моль/л. Поэтому для указанной температуры

Кн2о = 10 ˉ7 * 10ˉ7 = 10ˉ14

Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы, называются нейтральными растворами.В кислых растворах больше концентрация ионов водорода, в ще­лочных — концентрация гидроксид-ионов. Но какова бы ни была реакция раствора, произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов остается постоянным.

Если например, к чистой воде добавить столько кислоты, чтобы концентрация ионов водорода повысилась до 10ˉ3 моль/л, то концентрация гидроксид-ионов понизится так, что произведение [Н+][ОНˉ] останется равным 10ˉ14 в растворе концентрация гидроксид-ионов будет:

[ОНˉ]=10ˉ14 /10ˉ3 = 10ˉ11

 

Наоборот, если добавить к воде щелочи до 10 ˉ5 моль/л, то концентрация ионов водорода составит:

+] = 10ˉ14 /10ˉ5 = 10ˉ9

Эти примеры показывают, что если концентрация ионов водо­рода в водном растворе известна, то тем самым определена и кон­центрация гидроксид-ионов.

Нейтральный раствор [Н+] = 10ˉ7 моль/л
Кислый раствор [Н+] >10ˉ7моль/л

Щелочной раствор [Н+] < 10ˉ7 моль/л

Кислотность или щелочность раствора можно выразить дру­гим, более удобным способом: вместо концентрации ионов водорода указывают ее десятичный логарифм, взятый с обратным знаком. Последняя величина называется водородным показателем и обозначается черезрН:

рН= -lg[Н+]

Например, если [Н+] = 10ˉ5 моль/л, то рН = 5; если [Н+] = 10ˉ9 моль/л, то рН = 9 и т. д. Отсюда ясно, что в нейтральном растворе рН = 7. В кислых растворах рН <7, в щелочных р-рах рН >> 7.

Для измерения рН существуют различные методы. Прибли­женно реакцию раствора можно определить с помощью специаль­ных реактивов, называемых индикаторами, окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода. В табл. 6 дана характеристика некоторых индикаторов.

Таблица 6

Важнейшие индикаторы

Название индикатора Цвет индикатора в различных средах
  в кислой в нейтральной в щелочной
Метиловый оранжевый Метиловый красный Фенолфталеин Лакмус Красный (рН<3,1) Красный (рН < 4,2) Бесцветн. (рН < 8,0) Красный (РН < 5) Оранжевый (3,1 < рН < 4,4) Оранжевый (4,2 < рН < 6,3) Бледно-малиновый (8,0 < рН < 9,8) Фиолетовый (5 < рН < 8) Желтый (рН > 4,4) Желтый (рН > 6,3) Малиновый (рН > 9,8) Синий (рН > 8)

Для многих процессов величина рН имеет большое значение. Так, рН крови человека и животных имеет строго постоянное зна­чение. Растения могут нормально произрастать лишь при значе­ниях рН почвенного раствора, лежащих в определенном интер­вале, характерном для данного вида растения. Свойства природных вод, в частности их коррозионная активность, сильно зависят от их рН.

Применение закона действия масс к равновесиям в гомогенных и гетерогенных системах. Гидролиз солей. - student2.ru Применение закона действия масс к равновесиям в гомогенных и гетерогенных системах. Гидролиз солей. - student2.ru Закон действия масс. Смещение ионных равновесий.

Равновесие в растворах электролитов, как и всякое химическое равновесие, сохраняется неизменным, пока определяющие его условия не меняются. Изменение условий влечет за собой нарушение равновесия. Этот принцип известен под названием принципа Ле Шателье:

Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то равновесие сместится в том направлении, которое оказанное воздействие уменьшает.

Наши рекомендации