21. Гетерогенное равновесие. Растворимость и произведение растворимости.

Если в растворе встретятся ионы, образующие малорастворимое соединение, то произойдет образование осадка.

Часть его находится в растворе в виде ионов из-за частичного растворения.

Процесс характеризует константа равновесия:

так как процесс гетерогенный, то и

Произведение растворимости- константа равновесия между веществом осадка и его насыщенным раствором. Завсисит только от температуры.

Важна также растворимость солей. Характеризует насыщенный раствор.

Рассчитаем количество свинца в 1л раствора над осадком его гидроксида.

X моль X 2X

Тогда ПР=X(2X)^2=4x^3=3,8*10^-28

Отсюда

Значение pH в растворе равно

На растворимость влияет присутствие одноименных ионов.

21. Гидролиз водных растворов солей. Различные случаи гидролиза, степень, константа гидролиза.

Гидролизом солей называется взаимодействие их ионов с водой, основанное на поляризующем действии ионов на молекулы воды, в результате которого, как правило, нарушается равенство

[H⁺] = [OH^-], характерное для чистой воды.

Гидролизу в большей степени подвергаются:

1. Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой;

2)Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой;

Характеристики гидролиза (степень и константа гидролиза):

1. Рассмотрим гидролиз ацетат-аниона:

СН₃СОО^- + H₂O « СН₃СООН + ОН^- .

2. Степень гидролиза h – отношение числа молей соли, подвергшихся гидролизу, к исходному количеству молей растворенной соли.

3. Тогда

(1-h)C hC hC

СН₃СОО^- + H₂O « СН₃СООН + ОН^- .

Процесс гидролиза обратим и характеризуется константой гидролиза:

, учитывая что h<<1, получим :

• Гидролиз усиливается при разбавлении раствора

21. 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.

Сильные электролиты-это вещества, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы. Как правило, к сильным электролитам относятся вещества с ионными или сильно полярными связями: все хорошо растворимые соли, сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HCl , , ) и сильные основания (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, , ,Ca .

Активность иона (а) - условная концентрация раствора,

соответственно которой он действует в химических реакциях. Отношение

активности к действительной концентрации иона называется коэффициентом

активности (fa ):

fa=A/C

В водных растворах коэффициент активности данного электролита (или

иона) зависит в основном от концентрации и зарядов всех присутствующих

ионов. Для бесконечно разбавленных растворов fa=1, а для реальных растворов

силы I 1. Коэффициент активности данного иона имеет одно и то же числовое

значение для разбавленных растворов одинаковой ионной силы.

При появлении в растворе и повышении концентрации любых ионов

возникает ионная атмосфера, поскольку все виды ионов имеют заряд и

способность к образованию ионных ассоциатов. Влияние ионной атмосферы

учитывают с помощью ионной силы I, зависящей от концентрации Сi и заряда Zi

присутствующих в растворе ионов