Оствальда закон разбавления

Оствальда закон разбавления

4.6 Закон разбавления Оствальда

Степень диссоциации (αдис) и константа диссоциации (Кдис) слабого электролита количественно связаны между собой. Выведем уравнение этой связи на примере слабой одноосновной кислоты типа НА n .

Из уравнения НА n Û Н + + А n — видно, что из одной молекулы кислоты в растворе в результате диссоциации появляется один катион (Н + ) и один анион (А n — ). Зная, какая часть электролита в растворе продиссоциировала, можно рассчитать концентрацию ионов в растворе. Пусть концентрация кислоты в растворе равна См (моль/ л), степень диссоциации кислоты в этом растворе — αдис, тогда:

Концентрация кислоты, которая продиссоциировала — См дис(НА n ) = a дис См (НА n )

Концентрация ионов в растворе — См (Н + ) = См дис(НА n ) = a См (моль/л),

Часть концентрация кислоты, которая не продиссоциировала и находится в растворе в молекулярной форме:

Тогда запишем выражение для Крав с учетом сделанных вычислений:

Для слабых электролитов a дис 2 См

Это выражение носит название закона разбавления Оствальда и определяет зависимость a дис от концентрации слабого электролита в растворе: a дис = (Клис / См( HAn )) 1/2 .

Из уравнения видно, при уменьшении концентрации слабого электролита в растворе, степень диссоциации его увеличивается. Для многоосновных кислот по закону разбавления Оствальда степень диссоциации рассчитывается для каждой ступени отдельно.

Пример 1 .Рассчитайте концентрацию ионов водорода в 0.01 М растворе сернистой кислоты.

Решение. Напишем уравнение диссоциации кислоты по ступеням и выпишем Кдис из справочника

Рассчитаем по закону Оствальда степень диссоциации по первой ступ ени a дис 1 и по второй — a дис 2

a дис 1 = (10 -2 / 0,01) ½ = 1 (100%); a дис 2 = (10 -8 / 0,01) ½ = 0,001 (0,1%).

Результаты расчета показали, что концентрация ионов водорода в растворе по первой ступени диссоциации в 1000 раз больше, чем по второй. Очевидно, что концентрацией ионов водорода по второй ступени диссоциации можно пренебречь.

Пример 2 Рассчитайте кажущуюся степень диссоциации хлорида алюминия в 0,4 М растворе этой соли, если концентрация иона хлора равна 0,99 моль/л.

Решение. Напишем уравнение диссоциации соли AICI 3 Û AI 3+ + 3 CI — . Из уравнения видно, что при диссоциации одной молекулы соли в растворе появляется один катион AI 3+ и три аниона хлора CI — . Очевидно, что

Используя условия задачи, находим

a дис = [ CI — ] / 3 CM = 0,99 / 3 0,4 = 0,825 (82,5 %).

Константы диссоциации слабых электролитов при 25 0С

himya.ru

Справочник химика 21

Химия и химическая технология

Закон разведения Оствальда

Уравнение (152.6) называют законом разведения Оствальда. [c.431]

Сформулируйте закон разведения Оствальда. [c.58]

Соотношение (XII, 31) было выведено Оствальдом и носит название уравнения разведения или закона разведения Оствальда. В соответствии с выводом оно применимо только к одно-одновалентным слабым электролитам. [c.411]

Уравнение (1У,5) называют законом разведения Оствальда, который связывает константу диссоциации со степенью диссоциации электролита. Из уравнения (1У,5) следует, что с увеличением объема электролита V степень диссоциации а уксусной кислоты должна возрасти. Определить ее можно различными путями. Наиболее часто степень диссоциации устанавливают измерением эквивалентной электропроводности при разбавлении. В таком случае, пользуясь формулой [c.70]

Значения констант электролитической диссоциации весьма разбавленных одно-одновалентных растворов слабых электролитов вычисляют на основе закона разведения Оствальда [c.83]

Ha основании справочных данных о зависимости электрической проводимости слабого электролита А от разведения при 298 К [М.], постройте график зависимости X = /(с) и определите к при с = 6 х X 10 моль/л. Рассчитайте степень диссоциации а электролита А при концентрации 6 10 моль/л. Сравните найденную величину с рассчитанной по закону разведения Оствальда (константу диссоциации электролита А возьмите из [М.]). Определите концентрацию ионов Н+ и pH в растворе электролита А при концентрации 6 10 моль/л [c.312]

Получим формулу, позволяющую определить величгшу К путем измфений электропроводносги растворов paзJшчнoй концентрации. В качестве базовой формулы используем уравнение, выражающее закон разведения Оствальда [c.100]

Опыт показывает, что для растворов сильных электролитов закон разведения Оствальда неприменим, так как для них величина К с увеличением концентрации непрерывно возрастает. [c.200]

Согласно закону разведения Оствальда, для константы диссоциации бинарного электролита можно записать [c.98]

Уравнение Аррениуса позволяет определить степень диссоциации слабых электролитов из измерений электропроводности. Подставляя (5.14) в закон разведения Оствальда, получим [c.156]

В растворах сильных электролитов наблюдаются значительные отклонения от закона разведения Оствальда. Сначала это считалось аномалией. Однако изучение вопроса показало, что причиной отклонений является полная диссоциация сильных электролитов. В растворах не слишком высоких концентраций сильные электролиты содержатся только в виде ионов. Таким образом, растворы сильных электролитов характеризуются значительно более высокой концентрацией ионов, чем растворы слабых электролитов, и как результат этого — меньшими расстояниями между ионами и более сильным взаимодействием между ними. [c.149]

Это уравнение, как и (5.2), называют законом разведения Оствальда. Измеряя Л для растворов слабого электролита различной концентрации, можно определить предельную эквивалентную электропроводность и константу диссоциации. Для этого (5.4) преобразуют в одно из уравнений [c.187]

Это выражение называют законом разведения Оствальда (1888 г.), [c.179]

Поскольку обратная величина молярной концентрации V=M называется разведением, то уравнение (1.7) или аналогичное уравнение с заменой с=1/У называется законом разведения Оствальда. [c.10]

Уравнение (ХП1.26) известно как закон разведения Оствальда. Его легко можно преобразовать к виду [c.276]

В растворах сильных электролитов наблюдаются значительные отклонения от закона разведения Оствальда. Сначала это считалось аномалией. Однако изучение вопроса показа- [c.179]

Вычислите также константы дйссоциации по формуле закона разведения Оствальда [c.92]

Таким образом, реакция нейтрализации сводится всегда к взаимодействию ионов Н и ОН и в разбавленных растворах сильных кислот и оснований должна характеризоваться постоянством теплового эффекта независимо от природы кислоты и щелочи. Теория Аррениуса была широко применена к трактовке различных кислотно-основных равновесий. Для процессов диссоциации кислоты НА и основания МОН закон разведения Оствальда можно записать в виде (1.7), где К обозначает так называемую кажущуюся константу диссоциации соответственно кислоты (/Са) или основания Кв) — [c.11]

ПРОВЕРКА ЗАКОНА РАЗВЕДЕНИЯ ОСТВАЛЬДА [c.98]

Из закона разведения Оствальда [c.19]

Из закона разведения Оствальда, являющегося прямым следствием теории Аррениуса, следует, что величина [c.87]

Уравнение (VII.З) известно в теории растворов как закон разведения Оствальда. [c.154]

Этому требованию хорошо удовлетворяют растворы слабых злектролитов. Однако в случае сильных электролитов, когда а близка к единице, К оказывается функцией концентрации раствора и, таким образом, закон разведения Оствальда здесь неприменим. [c.88]

На основании уравнений (I, 7) и (1, 8) закон разведения Оствальда формулируется следующим образом степень диссоциации [c.32]

Как видно из уравнения (а), сильная кислота заменяется эквивалентным количеством слабой кислоты (в данном случае НС1 заменяется СН3СООН). В соответствии с законом разведения Оствальда повышение концентрации уксусной кислоты понижает степень ее диссоциации, а в результате этого концентрация ионов Н+ в буфере увеличивается незначительно. [c.75]

Смотреть страницы где упоминается термин Закон разведения Оствальда: [c.309] [c.180] [c.70] [c.364] [c.377] [c.387] [c.387] [c.431] [c.116] [c.158] [c.281] [c.281] [c.391] [c.164] [c.10] [c.34] [c.34] [c.34] [c.39] [c.46] Смотреть главы в:

Основы общей химии (1988) — [ c.116 ]

Физическая химия растворов электролитов (1950) — [ c.185 ]

Физическая химия Термодинамика (2004) — [ c.128 ]

Курс аналитической химии (1964) — [ c.48 ]

Физическая и коллоидная химия (1964) — [ c.44 ]

Курс аналитической химии Издание 4 (1977) — [ c.18 ]

Физическая химия растворов электролитов (1952) — [ c.185 ]

chem21.info

Оствальда закон разбавления

Большая советская энциклопедия. — М.: Советская энциклопедия . 1969—1978 .

Смотреть что такое «Оствальда закон разбавления» в других словарях:

Закон разбавления Оствальда — Закон разбавления Оствальда соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора: Здесь К константа диссоциации электролита, с … … Википедия

Оствальд Вильгельм Фридрих — Оствальд (Ostwald) Вильгельм Фридрих (2.9.1853, Рига, ≈ 4.4.1932, Лейпциг), немецкий физико химик и философ идеалист. Окончил в 1875 Дерптский (Тартуский) университет. Профессор Рижского политехнического училища (1882≈87), Лейпцигского… … Большая советская энциклопедия

Электролитическая диссоциация — распад вещества на ионы при растворении. Э. д. происходит вследствие взаимодействия растворённого вещества с растворителем; по данным спектроскопических методов, это взаимодействие носит в значительной мере химический характер (см.… … Большая советская энциклопедия

Оствальд — (Ostwald) Вильгельм Фридрих (2.9.1853, Рига, 4.4.1932, Лейпциг), немецкий физико химик и философ идеалист. Окончил в 1875 Дерптский (Тартуский) университет. Профессор Рижского политехнического училища (1882 87), Лейпцигского университета… … Большая советская энциклопедия

Константа диссоциации — Константа диссоциации вид константы равновесия, которая показывает склонность большого объекта диссоциировать (разделяться) обратимым образом на маленькие объекты, как например когда комплекс распадается на составляющие молекулы, или когда… … Википедия

Оствальд, Вильгельм Фридрих — Вильгельм Фридрих Оствальд Wilhelm Friedrich Ostwald … Википедия

Вильгельм Оствальд — Вильгельм Фридрих Оствальд Вильгельм Фридрих Оствальд (нем. Wilhelm Friedrich Ostwald, лтш. Vilhelms Ostvalds; 2 сентября 1853, Рига, Российская империя 4 апреля 1932, Лейпциг, Германия) балтийский немец, физико химик и философ идеалист,… … Википедия

Вильгельм Фридрих Оствальд — (нем. Wilhelm Friedrich Ostwald, лтш. Vilhelms Ostvalds; 2 сентября 1853, Рига, Российская империя 4 апреля 1932, Лейпциг, Германия) балтийский немец, физико химик и философ идеалист, лауреат Нобелевской премии по химии 1909 года. Окон … Википедия

Оствальд, Вильгельм — Вильгельм Фридрих Оствальд Вильгельм Фридрих Оствальд (нем. Wilhelm Friedrich Ostwald, лтш. Vilhelms Ostvalds; 2 сентября 1853, Рига, Российская империя 4 апреля 1932, Лейпциг, Германия) балтийский немец, физико химик и философ идеалист,… … Википедия

Оствальд В. — Вильгельм Фридрих Оствальд Вильгельм Фридрих Оствальд (нем. Wilhelm Friedrich Ostwald, лтш. Vilhelms Ostvalds; 2 сентября 1853, Рига, Российская империя 4 апреля 1932, Лейпциг, Германия) балтийский немец, физико химик и философ идеалист,… … Википедия

dic.academic.ru

Оствальда закон разбавления

6.4. Растворы слабых электролитов

Растворение некоторых веществ сопровождается высвобождением или образованием ионов. При этом возможны диссоциативный и ионизационный механизмы. Диссоциативный механизм превалирует при разрушении ионной кристаллической решетки под воздействием сольватирующего растворителя. Так, ионы, составляющие кристаллическую решетку KCl, приобретают способность проводить электрический ток в любом из двух случаев разрушения кристаллической решетки – под воздействием тепловой энергии (расплав) или под воздействием сольватирующего растворителя (растворение). В последнем случае в раствор переходят готовые ионы, окруженные молекулами растворителя. Процесс взаимодействия ионов кристаллической решетки с молекулами растворителя называется сольватацией.

Ионизационный механизм состоит в том, что в молекулах газообразных, твердых и жидких веществ под воздействием полярных молекул растворителя увеличивается доля ионности настолько, что в раствор могут переходить сольватированные ионы. В зависимости от природы растворителя электролит может быть полностью диссоциирован, либо будет вести себя как слабый электролит:

В воде равновесие смещено вправо и растворенный хлористый водород диссоциирован полностью. В бензоле растворенный HCl ведет себя как слабый электролит.

Важной характеристикой электролитов служит степень диссоциации α:

По величине степени диссоциации электролиты делятся на слабые и сильные. Для сильных электролитов, к которым относятся некоторые минеральные кислоты и щелочи, большинство солей, α > 30 %. К слабым относят некоторые минеральные кислоты (HNO2, HCN, H2SO3), большинство оснований, практически все органические кислоты.

Важнейшей характеристикой слабого электролита служит константа диссоциации .

Рассмотрим равновесную реакцию диссоциации слабого электролита HAn:

Константа равновесия K c этой реакции и есть K д :

Если выразить равновесные концентрации через концентрацию слабого электролита C и его степень диссоциации α, то получим

Это соотношение называют законом разбавления Оствальда . Для очень слабых электролитов при α

Кислоты и основания диссоциируют ступенчато. Каждая ступень диссоциации характеризуется своей константой. Так, трехосновная ортофосфорная кислота H3PO4 диссоциирует следующим образом

chemistry.ru

Закон разбавления Оствальда

С изменением концентрации слабого электролита его степень диссоциации изменяется таким образом, что значение константы диссоциации остается постоянным.

Математически зависимость между степенью диссоциации, константой диссоциации и концентрацией раствора выражается законом разбавления Оствальда.

Пусть некоторая слабая кислота НА диссоциирует по схеме:

[НА] — молярная концентрация (См) электролита в растворе.

[Н + ] = См ∙ a — молярная концентрация ионов водорода.

См ∙ (1-a) — концентрация недиссоциированных молекул.

При значениях a 2 ∙ См

Из данного выражения видно, что при разбавлении раствора, т.е. при уменьшении его концентрации (См) степень диссоциации a возрастает.

Закон Оствальда:

С увеличением разведения (уменьшением концентрации электролита) степень диссоциации электролита возрастает.

Зная характеристики a и Кдисс можно рассчитать концентрацию ионов в растворах электролитов:

для сильного электролита a = 1, поэтому

для слабого электролита a = √ Кдиссм, поэтому

где n – число ионов данного типа, образовавшихся при диссоциации одной молекулы электролита.

Принципиальное отличие сильных электролитов от слабых состоит в том, что равновесие диссоциации сильных электролитов полностью смещено вправо:

а потому константа равновесия (диссоциации) оказывается величиной неопределенной. Снижение электропроводности при увеличении концентрации сильного электролита обусловлено электростатическим взаимодействием ионов.

Дебай и Хюккель, предложив модель, которая легла в основу теории сильных электролитов, постулировали:

1. Электролит полностью диссоциирует, но в сравнительно разбавленных растворах (C = 0,01 моль·л –1 ).

2. Каждый ион окружен оболочкой из ионов противоположного знака. В свою очередь, каждый из этих ионов сольватирован. Это окружение называется ионной атмосферой.

Очевидно, что при электростатическом взаимодействии ионов противоположных знаков необходимо учитывать влияние ионной атмосферы. При движении катиона в электростатическом поле ионная атмосфера деформируется; она сгущается перед ним и разрежается позади него. Эта асимметрия ионной атмосферы оказывает тем более тормозящее действие движению катиона, чем выше концентрация электролитов и чем больше заряд ионов. В этих системах само понятие концентрации становится неоднозначиным и должно заменяться активностью. Для бинарного одно-однозарядного электролита KatAn → Kat + + An + активности катиона (a+) и аниона (a) соответственно равны

где C+ и C – аналитические концентрации соответственно катиона и аниона, γ+ и γ – их коэффициенты активности.

Определить активности каждого иона в отдельности невозможно, поэтому для одно-однозарядных электролитов пользуются средними геометрическими значений активностей и коэффициентов активностей:

Коэффициент активности по Дебаю–Хюккелю зависит по крайней мере от температуры, диэлектрической проницаемости растворителя (ε) и ионной силы (I); последняя служит мерой интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе.

Для данного электролита ионная сила выражается уравнением Дебая–Хюккеля:

Ионная сила в свою очередь равна

Здесь C – аналитическая концентрация, z – заряд катиона или аниона. Для одно-однозарядного электролита ионная сила совпадает с концентрацией. Таким образом, NaCl и Na2SO4 при одинаковых концентрациях будут иметь разные ионные силы. Сопоставление свойств растворов сильных электролитов можно проводить только тогда, когда ионные силы одинаковы; даже небольшие примеси резко изменяют свойства электролита.

На рис. 6.6 сопоставляются вычисленные и экспериментальные значения lg γ± при различных ионных силах. Из него видно, что уравнение Дебая–Хюккеля выполняется только для разбавленных растворов.

Зависимость

Пунктирные прямые рассчитаны по уравнению Дебая–Хюккеля. Знание коэффициентов активностей позволяет оценить реальные свойства сильных электролитов.

29

Ио́нное произведе́ние воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксида OH− в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды. Вывод значения ионного произведения воды

Вода, хотя и является слабым электролитом, в небольшой степени диссоциирует:

H2O + H2O ↔ H3O+ + OH−илиH2O ↔ H+ + OH−

Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле:

[H+] — концентрация ионов гидроксония (протонов);

[OH−] — концентрация гидроксид-ионов;

[H2O] — концентрация воды (в молекулярной форме) в воде;

Концентрация воды в воде, учитывая её малую степень диссоциации, величина практически постоянная и составляет (1000 г/л)/(18 г/моль) = 55,56 моль/л.

При 25 °C константа диссоциации воды равна 1,8Ч10−16моль/л. Уравнение (1) можно переписать как: Обозначим произведение K·[H2O] = Kв = 1,8Ч10−16 моль/л·55,56 моль/л = 10−14мольІ/лІ = [H+]·[OH−] (при 25 °C).

Константа Kв, равная произведению концентраций протонов и гидроксид-ионов, называется ионным произведением воды. Она является постоянной не только для чистой воды, но также и для разбавленных водных растворов веществ. C повышением температуры диссоциация воды увеличивается, следовательно, растёт и Kв, при понижении температуры — наоборот. Практическое значение ионного произведения воды

Практическое значение ионного произведения воды велико, так как оно позволяет при известной кислотности (щёлочности) любого раствора (то есть при известной концентрации [H+] или [OH−]) найти соответственно концентрации [OH−] или [H+]. Хотя в большинстве случаев для удобства представления пользуются не абсолютными значениями концентраций, а взятыми с обратными знаком их десятичными логарифмами — соответственно, водородным показателем (pH) и гидроксильным показателем (pOH).

Так как Kв — константа, при добавлении к раствору кислоты (ионов H+), концентрация гидроксид-ионов OH− будет падать и наоборот. В нейтральной среде [H+] = [OH−] = моль/л. При концентрации [H+] > 10−7 моль/л (соответственно, концентрации [OH−] 10−7 моль/л (соответственно, концентрации [H+] 7, и тем больше, чем больше щёлочность раствора.

Для измерения рН существуют различные методы. Приближённо реакцию раствора можно определить с помощью специальных реакторов, называемых индикаторами, окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода. Наиболее распространены метиловый оранжевый, метиловый красный, фенолфталеин и лакмус.

Кислые растворы всегда характеризуются значениями рН меньше 7 (табл. 8.4).

Понятие о водородном показателе растворов рН ввел датский биохимнк С. П. Соренсен (1868-1939), разрабатывавший в это время способы улучшения контроля за качеством пива. Соренсен известен также своими исследованиями физических свойств белков и разработкой аналитических методов их определения. Соренсену и его жене удалось впервые получить в кристаллической форме белок яичного альбумина.

Буферными называют растворы, рН которых практически на изменяется от добавления к ним небольших количеств сильной кислоты или щелочи, а также при разведении. Простейший буферный раствор — это смесь слабой кислоты и соли, имеющей с этой кислотой общий анион (например, смесь уксусной кислоты СН3СООН и ацетата натрия СН3СООNa), либо смесь слабого основания и соли, имеющей с этим основанием общий катион (например, смесь гидроксида аммония NH4OH с хлоридом аммония NH4Cl).

С точки зрения протонной теории, кислотой называют всякое вещество, молекулярные частицы которого (в том числе и ионы) способны отдавать протон, т.е. быть донором протонов; основанием называют всякое вещество, молекулярные частицы которого (в том числе и ионы) способны присоединять протоны, т.е. быть акцептором протонов. буферное действие растворов обусловлено наличием кислотно-основного равновесия общего типа:

Воснование + Н+ ВН+сопряженная кислота
НАкислота Н+ + А-сопряженное основание

Сопряженные кислотно-основные пары В /ВН+ и А- /НА называют буферными системами.

Буферные растворы играют большую роль в жизнедеятельности. К числу исключительных свойств живых организмов относится их способность поддерживать постоянство рН биологических жидкостей, тканей и органов — кислотно-основной гомеостаз. Это постоянство обусловлено наличием нескольких буферных систем, входящих в состав этих тканей.

Значение pH буферного раствора можно рассчитать по формуле: , где это отрицательный десятичный логарифм от константы диссоциации кислоты .

По сути .

30

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

BaSO4(осадок) Ba 2+ (раствор) + SO4 2- (раствор)

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

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:

aA z+ — коэффициент активности иона A z+ ;

aB x- — коэффициент активности иона B x- .

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 = [A z+ ] n · [B x- ] m , где:

[A z+ ] — концентрация иона A z+ ;

[B x- ] — концентрация иона B x- .

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:

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

Величина ПР меняется в зависимости от температуры.

Произведение растворимости (ПР, Ksp) — произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости — величина постоянная.

При постоянной температуре в насыщенных водных растворах малорастворимых электролитов устанавливается равновесие между твердым веществом и ионами, образующими это вещество. Например, в случае для CaCO3 это равновесие можно записать в виде:

Константа этого равновесия рассчитывается по уравнению:

В приближении идеального раствора с учётом того, что активность чистого компонента равна единице, уравнение упрощается до выражения:

Константа равновесия такого процесса называется произведением растворимости.

В общем виде, произведение растворимости для вещества с формулой AmBn, которое диссоциирует на m катионов A n+ и n анионов B m- , рассчитывается по уравнению:

где [A n+ ] и [B m- ] — равновесные молярные концентрации ионов, образующихся при электролитической диссоциации.

Из произведений растворимости можно рассчитать концентрации катионов и анионов в растворе малорастворимого электролита. Значения произведений растворимости приведены в справочниках.

Образование осадка малорастворимого сильного электролита МxАy произойдет только тогда, когда после смешивания растворов реагентов в конечном объеме смеси будет соблюдаться соотношение (сM y+ ) x · (сА x− ) y > ПР(MxAy)

где в круглых скобках стоят выбранные (по условию проведения опыта) молярные концентрации катионов и анионов в конечном растворе (после смешивания растворов реагентов).

Если условие выпадения осадка не выполняется,

то выражение для константы равновесия – произведения растворимости

(ПРAmBn) – будет иметь вид: Кр = ПР AmBn = [A n + ] m ∙[B m — ] n , где [A n + ], [B m — ] –

молярные концентрации ионов A n+ и B m- соответственно, в насыщенном

растворе. Например, для равновесия: СaSO4⇌ Ca2+ + SO4

ПР CaSO4=[Ca 2+ ] [SO4 2- ] =3,72·10-5 [моль2/л2] (при 25 о С)

Следовательно, для насыщенного водного раствора малорастворимого электролита произведение равновесных молярных концентраций его ионов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, есть величина постоянная при данной температуре, и называемая произведением растворимости.

Зная произведение растворимости (ПР), можно вычислить растворимость вещества (S) при данных условиях, т.е. концентрацию насыщенного раствора в [моль/л] и в [г/л]. Например, для бинарных электролитов (ВaSO4, СaСO3, AgI и др.) растворимость [моль/л] численно равна: S = ÖПР .

В ненасыщенном растворе возможно растворение дополнительного

количества вещества, так как концентрация меньше, чем в насыщенном. Из

перенасыщенного раствора осадок образуется, так как его концентрация

больше, чем в насыщенном.

Отсюда вытекают условия образования и растворения осадка:

1) если [A n + ] m ∙[B m — ] n = ПРAmBn, то осадок находится в равновесии с

раствором (насыщенный раствор);

2) если [A n + ] m ∙[B m — ] n > ПРAmBn, то осадок выпадает (перенасыщенный

3) если [A n + ] m ∙[B m — ] n

Дата добавления: 2015-04-19 ; просмотров: 1160 . Нарушение авторских прав

studopedia.info

Популярное:

  • Правило как упрощать выражения Упрощение выражений Свойства сложения, вычитания, умножения и деления полезны тем, что позволяют преобразовывать суммы и произведения в удобные выражения для вычислений. Научимся, как можно с помощью этих свойств упрощать […]
  • Как найти нод правило Наибольший общий делитель Если натуральное число делится только на 1 и на само себя, то оно называется простым. Любое натуральное число всегда делится на 1 и на само себя. Число 2 — наименьшее простое число. Это единственное […]
  • Some any little правило Many/much, a few/a little, any/some: перестаньте путаться раз и навсегда Местоимения, обозначающие количество, вызывают немало трудностей у изучающих английский язык. Все потому, что в русском языке эти пары слов переводятся […]
  • Приказ о начале учебного года 2013-2014 О начале 2016 - 2017 учебного года в организациях среднего образования Приказ и.о. Министра образования и науки Республики Казахстан от 27 июня 2016 года № 401. Зарегистрирован в Министерстве юстиции Республики Казахстан 14 июля […]
  • Найти плотность распределения нормального закона Решение задач по ТОЭ, ОТЦ, Высшей математике, Физике, Программированию. § 3. СЛУЧАЙНЫЕ ВЕЛИЧИНЫ 5. Нормальное распределение. Говорят, что случайная величина нормально распределена или подчиняется закону распределения Гаусса, […]
  • Правило умножение круглых чисел Правило умножение круглых чисел 1. Допиши равенства и объясни их смысл: 2. Найди значения выражений удобным способом. Объясни, как получили эти равенства. Какие свойства умножения здесь используются? Сделай вывод: как можно […]
  • Патент на гидролиз Патент на гидролиз Патент на изобретение №2458521 (51) МПК A23J1/10 (2006.01) (12) ОПИСАНИЕ ИЗОБРЕТЕНИЯ К ПАТЕНТУ Статус: по данным на 27.08.2012 - действует Пошлина: учтена за 3 год с 08.10.2012 по 07.10.2013 (21), (22) Заявка: […]
  • Реестр адресов санкт-петербурга spb-projects.ru Форум ресурса "Проекты Петербурга" Реестр названий объектов городской среды Санкт-Петербурга Реестр названий объектов городской среды Санкт-Петербурга Сообщение Randy » Пн мар 02, 2009 23:36 Реестр наименований […]