40. Труднорастворимые электролиты. Равновесие раствор-осадок. Произведение растворимости. Связь растворимости и произведения растворимости на примере BaSo4.

Применение закона действующих масс к гетерогенной системе – насыщенному раствору малорастворимого электролита, находящемуся в равновесии со своим осадком:

Дает выражение константы равновесия:

Которая в данном случае называется произведением растворимости:

Таким образом, в насыщенном растворе малорастворимого электролита произведение концентраций его ионов, возведенных в степень с показателем, равным стехиометрическому коэффициенту при данном ионе, при данной температуре – величина постоянная.

Чем больше ПР данного вещества, тем больше его растворимость.

В насыщенном растворе устанавливается динамическое равновесие между твердой фазой (осадком) и раствором, где находятся ионы данного труднорастворимого соединения.

39. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Определение pH водных растворов сильных и слабых электролитов.

Тщательно очищенная от посторонних примесей вода обладает определённой, хотя и незначительной, электрической проводимостью, заметно возрастающей с повышением температуры. Наличие электрической проводимости может быть объяснено только тем, что молекулы воды, частично распадаются на ионы, т.е. H2O является слабым электролитом. Процесс диссоциации воды может быть записан

H2O + H2O ↔ H3O⁺ + OH¯. Этот процесс называется самоионизацией. Реакцию воды часто записывают в более простом виде:H₂O ↔ H⁺ + OH¯. Константа диссоциации воды может быть вычислена по уравнению

К_д = (a_H a_OH)/a_H2O (1). Учитывая, что при комнатной температуре на ионы распадается лишь одна из примерно 10⁸ молекул воды, активности ионов в уравнении могут быть заменены их концентрациями , а концентрацию нераспавшихся молекул воды можно считать равной общей концентрации молекул воды. Концентрацию молекул можно рассчитать, разделив массу 1 л воды на массу её моля: 1000/18 = 55,5 моль/л. Считая эту величину постоянной, можно уравнение (1) записать в виде: [H⁺] [OH¯] = Кд 55,5 = Кв, где Кв – ионное произведение воды. При расчётах связанных с водными растворами электролитов, используют не концентрации, активности ионов: a_H·a_OH = Кв.

Водородным показателем, или pH, называется взятый с обратным знаком десятичный логарифм активности ионов водорода в растворе: pH = - lg a_H. Водородный показатель определяет характер реакции раствора. При pH<7 реакция раствора кислая, при pH>7 – щелочная, при pH=7 – реакция нейтральная. Водородный показатель имеет важное значение для понимания большинства процессов, протекающих в жидкой фазе, так как ионы H⁺ и OH¯ непосредственно участвуют во многих из этих процессов. Кроме того, эти ионы являются гомогенными катализаторами многих реакций. Величина pH может служить критерием силы кислоты или основания. Водородный показатель играет важную роль в жизнедеятельности организма, так в норме pH сыворотки крови равен 7,40 ± 0,05, слёз – 7,4 ± 0,1. отклонение pH от нормальных значений приводит к расстройству деятельности организма. Существенно влияние на урожайность оказывает pH почвы, на экологию водоёма – pH воды.

Для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов гидроксония и гидроксид-ионов есть постоянная величина. Эта постоянная величина называется ИОННЫМ ПРООИЗВЕДЕНИЕМ ВОДЫ. Вода является слабым электролитом и в очень малой степени диссоциирует на ионы: H₂O↔ H⁺ + OH^- Константа диссоциации воды при 25 градусах равна: K_H2O = [H⁺]*[OH^-]/[H₂O] = 1,8*10^-16 В 1 литре воды находится 1 кг или 55,56 моль воды. На ионы распадается 1*10^-7 часть каждого моля, поэтому концентрацию Н₂О можно считать постоянной величиной. Тогда будем иметь:

[H⁺]*[OH^-]=[H₂O]*K_H20 Подставляем значение KH2O и концентрации ее в 1 литре.

[H+]*[OH-] = 1,8*10-16*55,56 = 1*10-14 = Kв (Kв – ионное произведение воды, которое является постоянной величиной при данной температуре) С увеличением температуры Kв увеличивается, например, при 50 градусах она составляет 5,47*10-14. Из формулы ионного произведения воды видно, что концентрации водородных и гидроксид-ионов находятся в обратной зависимости одна от другой. Характер среды любого водного раствора определяется относительными величинами концентрации катионов водорода и гидроксид анионов. Вместо концентрации ионов гидроксония указывают десятичный логарифм, взятый с обратным знаком.

41. Реакции ионного обмена. Условия их необратимости.

Реакции ионного обмена — окислительно-восстановительная реакция, которая идет

в направлении связы­вания ионов, но при которой не происходит изменения

степеней окисления.

Условия течения реакций в растворах электролитов до конца:

1) в результате реакции выпадает осадок:

2) в результате реакции выделяется газ:

3) в результате реакции образуется малодиссоциирующее вещество:

Ионный обмен – это процесс, в результате которого ионы,

находящиеся в твердой фазе. обмениваются с ионами, находящимися в растворе.

Нерастворимое твердое вещество может представлять собой какой-либо природный

материал либо синтетическую смолу. Природные материалы, используемые для

ионного обмена, включают цеолиты (комплексные алюмосиликаты натрия) и

глауконитовый песок.

На поверхности этих твердых веществ имеются электрически заряженные центры,

расположенные на более или менее регулярном расстоянии друг от друга. Эти

центры удерживают на себе простые ионы с зарядами противоположного знака.

Именно эти ионы обмениваются с другими ионами, содержащимися в растворе.

Катионообменники. Катионообменные материалы состоят из трех частей:

1) основная масса, или скелет, обычно обозначаемый символом R–;

2) активные центры (такие группы, как — либо — );

3) катионы, подлежащие обмену (обычно это ионы Н⁺ или Н₃О⁺).

Когда твердый катионообменник приходит в соприкосновение с раствором, в

котором содержатся какие-либо ионы, между ними устанавливается равновесие.

Например,

Если первоначально раствор содержит, например, хлорид натрия, то ионы натрия

обме­ниваются с ионами водорода и из нижней части колонки вытекает

разбавленный раствор соляной кислоты.

Ионообменный материал можно регенерировать (восстанавливать), промывая

колонку разбавленной соляной кислотой. Это приводит к смещению влево

рас­сматриваемого равновесия, в результате чего ионы натрия замещаются ионами

водорода.

Анионообменники. Анионообменник удаляет из раствора анионы. Типичным

при­мером анионного обмена является следующее равновесие:

Для регенерации анионообменника может использоваться какое-либо основание,

на­пример раствор гидроксида натрия. Это сдвигает указанное равновесие влево.