Равновесия в растворах электролитов. Произведение растворимости.
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.
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 An+ и n анионов Bm-, рассчитывается по уравнению:
где [An+] и [Bm-] — 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.