- •Контрольная работа 2.2
- •Тема 7. Растворы и дисперсные системы Оглавление
- •Тема 7. Растворы и дисперсные системы 1
- •Основные понятия и определения. Структура темы
- •Классификация растворов
- •Структура темы
- •Дисперсные системы (смеси) их виды
- •Грубодисперсные системы
- •Тонкодисперсные системы (коллоидные растворы)
- •Высокодисперсные системы (истинные растворы)
- •Концентрация, способы ее выражения
- •Растворимость веществ.
- •Способы выражения концентрации растворов.
- •Процентная
- •Молярная
- •Нормальная
- •Моляльная
- •Мольная доля
- •Физические законы растворов
- •Закон Рауля
- •Изменение температур замерзания
- •Изменение температур кипения
- •Закон Генри
- •Закон Вант-Гоффа. Осмотическое давление
- •Контрольная работа 3.1
- •Идеальные и реальные растворы.
- •Активность – концентрация для реальных систем
- •Теория растворов
- •Физическая теория
- •Растворение соли в воде
- •Химическая теория
- •Теория электролитической диссоциации
- •Растворы электролитов
- •Константа диссоциации
- •Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты
- •Электролитическая диссоциация воды
- •Ионное произведение воды
- •Водородный показатель. Кислотность и основность растворов
- •Кислотно-основные индикаторы
- •Окраска важнейших кислотно-основных индикаторов в различных средах
- •Реакции ионного обмена.
- •Образование слабого электролита
- •Выделение газа
- •Образование осадков
- •Условие образования осадка. Произведение растворимости
- •Гидролиз солей
- •Смещение равновесия при гидролизе
-
Выделение газа
Образование газообразного вещества
Na2S + 2HCl = H2S↑ + 2NaCl
- молекулярное уравнение реакции,
2Na+ + S2- + 2H+ + 2Cl- = H2S↑ + 2Na+ + 2Cl-
-ионно-молекулярное уравнение реакции,
2H+ + S2- = H2S↑ - краткая форма уравнения реакции.
-
Образование осадков
с образованием малорастворимых веществ:
а) NaCl + AgNO3 = NaNO3 + AgCl
Cl- + Ag+ = AgCl - сокращенное ионно-молекулярное уравнение.
Реакции, в которых слабые электролиты или малорастворимые вещества входят в состав как продуктов, так и исходных веществ, протекают, как правило, не до конца, т.е. являются обратимыми. Равновесие обратимого процесса в этих случаях смещено в сторону образования наименее диссоциированных или наименее растворимых частиц.
BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaCl
- молекулярное уравнение реакции,
Ba2+ + 2Cl- + 2Na+ + SO = BaSO4↓ + 2Na+ + 2Cl-
- ионно-молекулярное уравнение реакции,
Ba2+ + SO = BaSO4↓ - краткая форма уравнения реакции.
-
Условие образования осадка. Произведение растворимости
Абсолютно нерастворимых веществ нет. Большинство твердых веществ обладают ограниченной растворимостью. В насыщенных растворах электролитов малорастворимых веществ в состоянии динамического равновесия находятся осадок и насыщенный раствор электролита. Например, в насыщенном растворе сульфата бария, находящегося в контакте с кристаллами этого вещества, устанавливается динамическое равновесие:
BaSO4 (т) = Ba2+(р) + SO42- (р).
Для этого равновесного процесса можно написать выражение константы равновесия, учитывая, что концентрация твердой фазы не входит в выражение константы равновесия: Kp = [Ba2+] [SO42-]
Эта величина называется произведением растворимости малорастворимого вещества (ПР). Таким образом, в насыщенном растворе малорастворимого соединения произведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффициентов равно величине произведения растворимости. В рассмотренном примере
ПРBaSO4 = [Ba2+] [SO42-].
Произведение растворимости характеризует растворимость малорастворимого вещества при данной температуре: чем меньше произведение растворимости, тем хуже растворимо соединение. Зная произведение растворимости, можно определить растворимость малорастворимого электролита и содержание его в определенном объеме насыщенного раствора.
В насыщенном растворе сильного малорастворимого электролита произведение концентраций его ионов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам при данных ионах (при данной температуре), есть величина постоянная, называемая произведением растворимости.
Величина ПР характеризует сравнительную растворимость однотипных (образующих при диссоциации одинаковое количество ионов) веществ. Чем больше ПР данного вещества, тем больше его растворимость. Например:
|
Ca(OH)2 |
Mg(OH)2 |
Fe(OH)2 |
ПР |
5,5·10-6 |
5,0·10-12 |
4,8·10-16 |
В данном случае наименее растворимым является гидроксид железа (II).
Условие образования осадка:
[Ky+]x·[Ax-]y > ПР(KxAy).
Данное условие достигают введением одноименного иона в систему насыщенный раствор - осадок. Подобный раствор является пересыщенным относительно данного электролита, поэтому из него будет выпадать осадок.
Условие растворения осадка:
[Ky+]x·[Ax-]y < ПР(KxAy).
Это условие достигают, связывая один из ионов, посылаемых осадком в раствор. Раствор в данном случае - ненасыщенный. При введении в него кристаллов малорастворимого электролита они будут растворяться. Равновесные молярные концентрации ионов Ky+ и Ax- пропорциональны растворимости S (моль/л) вещества KxAy:
[Ky+] = x· S и [Ax-] = y· S
Отсюда
ПР = (x· S)x· (y· S)y = xx· yy· Sx+y
Полученные выше соотношения позволяют рассчитывать значения ПР по известной растворимости веществ (а, следовательно, и равновесные концентрации ионов) по известным значениям ПР при T = const.