Общая и Неорганическая химия с примерами решения задач

Сильные электролиты в водных растворах диссоциируют полностью. При значительном значении концентрации каждый гидратированный (+) заряженный ион окружен со всех сторон (-) заряженными гидратированными ионами. Кроме того, в этих растворах возможно образование так называемых ионных пар, которые образуются в результате взаимодействия гидратированных ионов в растворе.

Все это приводит к тому, что в химических реакциях и физикохимических процессах происходит понижение значения концентраций ионов по сравнению с истинным значением. Поэтому, в 30-е годы одновременно была предложена теория сильных электролитов. В этой теории основным понятием была

активность молекул.

Активностью молекул и ионов называется их концентрация, в соответствии с которой они действуют в химических процессах,

т.е. a = f • C, где a – активность молекулы или ионов, f – коэффициент активности аналитическое значение концентрации молекулы или ионов в растворе; всегда для сильных электролитов f < 1, определяется экспериментально с помощью различных методов.

Для слабых электролитов, для очень разбавленных растворов сильных электролитов f = 1.

Таким образом, используя понятие активности молекул или ионов становится возможных определение констант диссоциации не только слабых, но и сильных электролитов, т.е. становится возможным количественная оценка силы электролита.

Произведение растворимости

Рассмотрим в качестве примера насыщенный раствор сульфата кальция CaSO4

CaSO4 <=====> Ca2+ + SO42+

установлено равновесие между количеством молекул, диссоциирующих в растворе и количеством ионов, переходящих из раствора в кристаллическую фазу

= [Ca+2] [SO4-2] [CaSO4]

[Ca2+] [SO42-] = Кравн • [CaSO4] = const

Произведение концентрации ионов электролита при данной температуре есть величина постоянная и называется произве-

дением растворимости (Пр).

ПрCaSO4 = [Ca+2] [SO4-2]

Таким образом, чем выше Пр, тем больше растворимость соответствующего электролита. При введении электролита с одноименными ионами в соответствии с принципом Ле-Ша-телье растворимость данной соли уменьшается. Знание значений Пр крайне необходимо для более полного размельчения (осаждение, растворение) различных химических соединений. Широко используются в аналитической химии и химической технологии.

PbJ2 <=====> Pb2+ + 2J-ПрPbJ2 = [Pb+2] • [J-]2

Ионное произведение воды. Водородный показатель

Вода, как слабый электролит диссоциирует по следующему уравнению:

H2O <=====> H+ + OH-[H+] • [OH-]

Kp =      [H2O]      → Kр[H2O] = [H+] • [OH-] = KB

K B – ионное произведение воды (при постоянной температуре – постоянная), при t = 25°C (н.у.) Кв = 10-14

С повышением температуры происходит увеличение КB. Значение К B используется для определения концентрации ио-нов H+ или OH– в растворе.

[H+] = KB [OH-]= KB [OH-] [H+]

Для нейтрального раствора концентрация [H+] = [OH-] =

= 10-7 г-ион/л. Для кислых растворов концентрация [H+] > > 10– 7 г-ион/л (10-6, 10-5, 10-4, …). Для щелочных растворов концентрация [H+] < 10-7 г-ион/л (10-8, 10-9, 10-10, …).

Пример. Концентрация [H+] = 10-4 г-ион/л, то [OH-] = (10-14) / 10– 4 = 10-10 г-ион/л.

Однако, для проведения расчетов на практике пользуются более удобной шкалой, так называемым водородным показателем (рН). рН представляет собой отрицательный логарифм концентрации Н+

рН = -Lg [H+]: для нейтральной среды – рН = 7; для кислой среды – рН < 7; щелочной среды – рН > 7

В расчетах используется следующее уравнение: рН+рОН = =14. Для измерения кислотности или основности среды используют индикаторы, изменяющие свой цвет в зависимости от значений кислотности.

Молекулярные и ионные уравнения реакции

В соответствии с теорией э.д. в растворах электролитов реакции идут между ионами с высокими скоростями. В сторону образования ↑, ↓ и малодиссоциирующих соединений. При написании уравнений используется следующая форма: сна-чала записывается в молекулярной форме с указанием летучих и труднорастворимых соединений, затем записывается в

молекулярно-ионной форме (в молекулярной форме записываются соединения трудно растворимые, легко летучие, малодиссоциирующие), затем ионы не участвующие в реакции сокращаются.

Водные растворы солей в зависимости от природы образую

щих их кислот и оснований могут быть кислыми (NH4Cl) щелочными (NaNO2) и нейтральными(NH4NO2,NaCl)

Кислотность или основность водных растворов солей объясняется протеканием в них реакции гидролиза. В широком смысле ГИДРОЛИЗ – ЭТО ЛЮБОЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ ВЕ

ЩЕСТВ С ВОДОЙ.

Более конкретно гидролиз можно определить как реакцию соли с водой, приводящую к образованию кислоты и основания. Таким образом, гидролиз – это процесс, обратный ней-трализации (реакции между кислотой и основанием с выделе-нием воды) .

Константа гидролиза записывается выражением, обратным выражению константы равновесия нейтрализации. Характер протекания гидролиза, т.е. природа продуктов реакции и реакции получающегося раствора, зависят от сочетания силы кислоты и силы основания, образующих соль, поэтому возможны три варианта гидролиза солей.

1. Соль образована слабой кислотой и сильным основанием