53) Произведение растворимости.

произведение растворимости

Описание:

В растворе малорастворимого сильного электролита устанавливается равновесие между осадком (твердой фазой) электролита и ионами электролита в растворе, например:

BaSO4(осадок) <=> Ba2+ (раствор) + SO42- (раствор)

Поскольку в растворах электролитов состояние ионов определяется их активностями, то константа равновесия последнего процесса выразится следующим уравнением:

K = aBa2+ · aSO42- / aBaSO4

Так как активность твердого сульфата бария, есть величина постоянная, то и произведение активностей ионов также представляет собой постоянную величину.

Произведение активностей ионов малорастворимого электролита, содержащихся в его насыщенном растворе, есть величина постоянная при данной температуре и называется произведением растворимости (ПР). Для вещества состава AnBm произведение растворимости вычисляется по формуле:

ПР = (aAz+)n · (aBx-)m , где:

aAz+ - коэффициент активности иона Az+;

aBx- - коэффициент активности иона Bx-.

Если электролит очень мало растворим, то ионная сила его насыщенного раствора близка к нулю, а коэффициенты активности ионов мало отличаются от единицы. В подобных случаях произведение активностей ионов в выражении для вычисления ПР можно заменить произведением их концентраций и формула расчета произведения растворимости для вещества состава AnBm может быть записана в виде:

ПР = [Az+]n · [Bx-]m , где:

[Az+] - концентрация иона Az+;

[Bx-] - концентрация иона Bx-.

При увеличении концентрации одного из ионов электролита в его насыщенном растворе (например, путем введения другого электролита, содержащего тот же ион) произведение концентраций ионов электролита становится больше ПР. При этом равновесие между твердой фазой и раствором смещается в сторону образования осадка. Таким образом, условием образования осадка является превышение произведения концентраций ионов малорастворимого электролита над его произведением растворимости. В результате образования осадка концентрация другого иона, входящего в состав электролита, тоже изменяется. Устанавливается новое равновесие, при котором произведение концентраций ионов электролита вновь становится равным ПР. Напротив, растворение осадка малорастворимого электролита происходит при условии, что произведение концентраций его ионов меньше значения ПР. Добавление в раствор электролита, не имеющего общих ионов с малорастворимым, приводит к увеличению растворимости малорастворимого электролита за счет увеличения ионой силы раствора (так называемый солевой эффект).

Между значениями ПР как константы гетерогенного ионного равновесия и изменением энергии Гиббса существует зависимость, определяемая уравнением:

ΔG = - RTln(ПР)

Так как значения ПР обычно очень малы, часто используется показатель произведения растворимости pПР = -lg(ПР).

Величина ПР меняется в зависимости от температуры.

54) Диссоциация воды. Водородный показатель.

Диссоциация воды - разложение воды на составляющие химические элементы, иногда происходящая с созданием новых элементов, изначально в разлагаемом растворе не содержащихся, или содержащихся до начала разложения в меньшем количестве, чем после завершения процесса диссоциации.

Диссоциация воды является эндотермической реакцией, т.е. идущей с поглощением теплоты из окружающей среды.

Водоро́дный показа́тель, pH (произносится «пэ аш», английское произношение англ. pH — piː'eɪtʃ «Пи эйч») — мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентнаконцентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифмактивности водородных ионов, выраженной в молях на литр:

Водородный показательВода является слабым амфотерным электролитом. Уравнение диссоциации воды имеет вид:

Н₂O Н⁺ + ОН^–

или

2Н₂O Н₃О⁺ + ОН^–.

Концентрация протонов и гидроксид-ионов в воде одинакова и составляет 10^–7 моль/л при 25 °С.

Произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов называется ионным произведением воды и при 25 °С составляет 10^–14.

Среду любого водного раствора можно охарактеризовать концентрацией ионов Н⁺ или ОН^–. Различают нейтральную, кислую и щелочную среды растворов.

В нейтральной среде раствора:

[H⁺] = [OH^–] = 10^–7 моль/л,

в кислой среде раствора:

[H⁺] > [OH^–], т.е. [H⁺] > 10^–7 моль/л,

в щелочной среде раствора:

[OH^–] > [H⁺], т.е. [OH^–] > 10^–7 моль/л.

Для характеристики среды раствора удобно пользоваться водородным показателем рН (табл. 1, см. с. 14). Водородный показатель – это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода:

рН = –lg[H⁺].