4.Равновесие между ионами в растворе и твёрдой фазой .Произведение растворимости.

Когда при растворении твердого тела в воде получается насыщенный раствор, между растворяемыми веществами и находящимися в растворе молекулами устанавливается равновесие. При растворении электролита, например соли, в раствор переходят не молекулы, а ионы; следовательно, и равновесие в насыщенном растворе устанавливается между твердой солью и перешедшими в раствор ионами. Например, в насыщенном растворе сульфата кальция устанавливается равновесие:

CaSO4Са2++SO2-4 твердая ионы в растворе соль

Константа равновесия для этого процесса выразится уравнением: K=[Ca2+][SO2-4]/[CaSO4]

Знаменатель дроби — концентрация твердой соли — представляет собой постоянную величину, которую можно ввести в константу.

Обозначив K[CaSO4]=К', получим [Ca2+][SO2-4]=К'.

Таким образом, в насыщенном растворе электролита произведение концентраций его ионов есть величина постоянная при данной температуре. Эта величина количественно характеризует способность электролита растворяться; ее называют произведением растворимости электролита и обозначают буквами ПР.

Заменим величину K' на ПРСаSO4, получим: ПРCaSO4=[Ca2+][SO42-]

Численное значение произведения растворимости электролита нетрудно найти, зная его растворимость. Например, растворимость сульфата кальция при 20°С равна 1,5•10-2 моль/л. Это значит, что в насыщенном растворе концентрация каждого из ионов Са2+ и SO2-4 равна 1,5•10-2 моль/л. Следовательно, произведение растворимости этой соли: ПРCaSO4=[Ca2+][SO2-4]=(1,5•10-2)2=2,25•10-4

Если электролит содержит два или несколько одинаковых ионов, концентрации этих ионов при вычислении ПР должны быть возведены в соответствующие степени. Например: ПРPbI2=[Pb2+][I-]2

Знание произведения растворимости позволяет решать вопросы, связанные с образованием осадков при химических реакциях, что особенно важно Для аналитической химии. Надо, однако, помнить, что произведение растворимости, вычисленное без учетов коэффициентов активности, является постоянной величиной только для малорастворимых электролитов при условии, что концентрации других находящихся в растворе ионов невелики. Это объясняется тем, что коэффициенты активности близки к единице только в очень разбавленных растворах. Для хорошо растворимых электролитов значение произведения концентрации ионов в насыщенном растворе может сильно изменяться в присутствии других веществ. Это происходит в результате изменения коэффициентов активности ионов. Поэтому расчеты, производимые по ПР без учета коэффициентов активности, приводят в этих случаях к неверным результатам.

5.Образование простейших комплексов и растворах. Координационное число. Константа устойчивости.

Р ассмотрим образование комплексных ионов (комплексов) и химическую связь в них на следующем примере. При действии раствора аммиака на раствор соли цинка (например, ZnCl2) выпадает осадок гидроксида цинка Zn(OH)2, а при избытке аммиака осадок растворяется. Что при этом происходит? Из раствора можно выделить соль — аммиакат цинка ZnCl2•4NH3. Это соединение комплексное.

У иона Zn2+ свободны одна s- и три р-валентные орбитали. Поэтому ион может выступать в качестве акцептора четырех электронных пар. Молекула же NH3 имеет одну несвязывающую (неподеленную) электронную пару и, следовательно, может выступать в качестве донора электронной пары. В результате донорно-акцепторного взаимодействия иона Zn2+ и молекул NH3 образуется комплексный ион [Zn(NH3)4]2+. Вследствие sp3-гибридизации орбиталей цинка этот ион имеет форму тетраэдра:

Координационное число — Под ним подразумевается число лигандов (атомов, молекул, ионов), которые образуют первую координационную (внутреннюю) сферу комплексообразователя. Значение КЧ может меняться в различных комплексных соединениях от 2 до 8 и даже выше. Наиболее распространенными координационными числами являются 4 и 6. Например, в комплексной соли гексацианоферрате(III) калия K3[Fe(CN)6] координационное число иона Fe3+ равно 6. Понятие координационного числа применяется и для характеристики центрального атома в молекулах, преимущественно для тех случаев, когда число химических связанных ближайших атомов не равно численному значению валентности. Например, в молекуле азотной кислоты формальная валентность центрального атома азота равна 4, степень окисления - +5, а координационое число - 3.

В водных растворах комплексных соединений устанавливается равновесие, которое характеризуется константой устойчивости (Куст.) или величиной, обратной ей, константой нестойкости (Кн).