11. Равновесия в растворах электролитов. Константы нестойкости комплексного иона.

РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Сильные и слабые электролиты. Степень и константа электролитической диссоциации.Вещества, которые в растворе (или расплаве) состоят полностью или частично из ионов, называются электролитами.Гипотезу электролитической диссоциации разработал Аррениус в 1887 году. Согласно этой гипотезе молекулы солей, кислот и оснований при растворении их в воде претерпевают диссоциацию на соответствующие ионы. Это дало возможность объяснить многие особенности в химических свойствах растворов электролитов (реакции гидролиза, значение концентрации водородных ионов и т.д.) Вытекающие из этой гипотезы количественные соотношения между различными свойствами растворов (электропроводностью, t˚ замерзания, кипения и др.) – оказались в согласии с опытными данными. Это способствовало правильности гипотезы Аррениуса. Однако, в гипотезе Аррениуса раствор электролита рассматривался как механическая смесь из молекул растворителя и ионов и молекул электролита. А взаимодействие между ними оставалась без изменений.Большое значение в формировании правильного представления о взаимодействии между частицами в растворах электролитов имели работы Каблукова и Нернста.Основываясь на труды Менделеева, который писал, что ионы могут вступать во взаимодействие с водой, образуя гидраты, он в 1891 году (Каблуков) утверждал, что вода, разлагая частицы растворенного тела, входит с ионами в непрочные соединения.Явление электролитической диссоциации наблюдается не только в водных растворах, но и в других растворителях, обладающих высокой диэлектрической проницаемостью.(в том числе и в органических) Неводные растворы изучали К.П. Мищенко, Крестова Т.А., Кесслер Ю.М. и др.). Мы будем изучать с вами водные растворы электролитов в связи с более широким их практическим использованиемРассмотрим причины электролитической диссоциации:Например, NaCl состоит из ионов Na⁺ и Cl^– в любом состоянии:

и в кристаллическом, и в водном, и в паре. Переход ионов в раствор происходит в результате взаимодействия их с молекулами растворителя, в результате образования связей между ионом и молекулами растворителя (сольватация ионов) и, в частности, молекулами воды (гидратация ионов).Работа разъединения ионов при растворении производится главным образом за счет их сольватации (сопровождающейся уменьшением энергии Гиббса системы). Сильному ослаблению могут подвергаться только сильно полярные связи.По способности к диссоциации электролиты разделяются на сильные и слабые. К сильнымпринадлежат сильные кислоты, сильные основания и большая часть солей. Сюда относятся соли, образованные сильным основанием или сильной кислотой, но большей частью и соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой. Большинство сильных электролитов кристаллизуется в кристаллах с ионной решеткой, и такие вещества и называют сильными электролитами.

Константа нестойкости комплексного иона характеризует прочность ( устойчивость) внутренней сферы комплексного соединения. [1]Константы нестойкости комплексных ионов [ Ag ( СМ) г1 - и [ Ag ( NH3) 2 ] составляют 1 41 - КГ20 и 5 76 - КГ. Рассчитайте концентрацию ионов серебра в 0 01 М растворах комплексных соединений, содержащих эти ионы. [2]Константы нестойкости комплексных ионов являются мерой их относительной устойчивости, подобно тому как константы диссоциации слабых электролитов являются мерой их относительной силы. [3]Константа нестойкости комплексного иона характеризует прочность ( устойчивость) внутренней сферы комплексного соединения. [4]Если константа нестойкости комплексного иона значительно меньше произведения растворимости соответствующего осадка, содержащего комплексообразователь, можно предполагать, что произойдет растворение его. Наоборот, если произведение растворимости осадка, содержащего ион, входящий в состав комплекса, значительно меньше константы нестойкости комплексного иона, последний может быть разрушен, и его комплексообразователь войдет в состав осадка. Для окончательного решения вопроса о направлении реакции необходимо все же провести соответствующий расчет, так как концентрации ионов и молекул в уравнение константы нестойкости часто входят в соответствующих степенях, и верное решение вопроса о направлении процесса дает только вычисление. Так, например, произведение растворимости AgCl, равное 1 56 - 10 - 10, меньше константы нестойкости комплексного иона [ Ag ( NH3) 2 ], равной 6 8 - 10 - 8, но все же осадок AgCl в аммиаке растворяется. [5]Значения констант нестойкости комплексных ионов находятся в определенной зависимости от электронного строения иона-комплексообразователя и энергетического состояния комплексного иона. [6]