3. Основные характеристики растворов

Раствором называется гомогенная однородная дисперсная система, состоящая не менее чем из двух компонентов – растворителя и растворенного вещества.

Растворитель по фазе совпадает с раствором.

Растворяемое вещество может быть в любой фазе (Г, Ж, Т).

Дисперсные системы

Взвеси Коллоидные растворы Истинные растворы

Размер частиц  100 нм от 1 до 100 нм  1 нм

суспензии эмульсии

( Т в Ж ) ( Ж в Ж )

(глина в воде) (молоко) (кремниевая кислота H₂SiO₃)



со временем расслаиваются

Важнейшей характеристикой раствора является концентрация растворенного вещества. Концентрация выражается содержанием растворенного вещества в единице массы или объема раствора или растворителя.

Способность одного вещества растворяться в другом характеризует количественное выражение, называемое растворимостью.

Растворимость – масса вещества (г), которая может быть растворена в 100 г растворителя при данной температуре до получения насыщенного раствора, L (г/100 г растворителя).

Предсказать растворимость сложно. Можно руководствоваться приближенным правилом – “подобное растворяется в подобном”. Вещества с полярными и ионными связями легче растворяются в полярных растворителях (ионные кристаллы NaCl в воде), напротив, вещества с неполярными связями – в неполярных растворителях (неполярные молекулы J₂ в бензоле С₆Н₆, четыреххлористом углероде СС1₄ и других органических растворителях).

Растворимость большинства веществ возрастает с температурой, растворимость газов – падает.

Растворы нельзя рассматривать как простые механические смеси молекул, подобно газовым смесям, так как при растворении наблюдается взаимодействие растворителя и растворяемого вещества с образованием комплексов переменного состава – сольватов. Этот процесс сопровождается тепловыми эффектами, изменением объема, цвета, электропроводности и др. В то же время, растворы нельзя считать химическими соединениями, так как нет скачкообразного изменения свойств в зависимости от молярного соотношения компонентов. Растворы занимают промежуточное положение между механическими смесями и химическими соединениями, а растворение – это всегда физико-химический процесс.

Сольватная теория Менделеева. Теория электролитической диссоциации Аррениуса.

Д.И.Менделеев много занимался изучением процессов растворения и природы растворов. Он первым высказал мысль о химическом взаимодействии молекул (ионов) растворяемого вещества и растворителя с образованием соединений – сольватов (или гидратов в случае, когда растворителем является H₂O).

Аррениус изучал электропроводность растворов и выяснил, что водные раствора ацетона, спирта тока не проводят. Эти вещества называются неэлектролитами. Водные растворы солей, кислот, оснований – проводят электрический ток. Эти растворы он назвал электролитами.

Аррениус высказал мысль, что молекулы электролитов распадаются на ионы, которые и проводят электрический ток. Это явление он назвал электролитической диссоциацией (ионизацией).

Каблуков И.А. и Кистяковский В.А. развили теорию Менделеева и Аррениуса и показали, что причиной диссоциации (ионизации) электролитов является взаимодействие полярных молекул растворителя (например, диполей Н₂О) с полярными молекулами или ионными кристаллами вещества с образованием сольватированных (гидратированных) ионов.

Механизм образования сольватов.

1. Образование сольватов может проходить за счет сил межмолекулярного взаимодействия. Этот механизм характерен для процессов растворения в неполярных растворителях:

I_2(кр) + n C₂H₅OH  I₂  n C₂H₅OH_(p) (сольват)

фиолет. б/цв коричневый

2. Диполь-дипольное взаимодействие характерно для растворения вещества с полярными связями в полярных растворителях (например, Н₂О):

HCl + (n+m) H₂O  H₃O⁺  (n-1) H₂O + Cl^-  m H₂O

диполь диполь гидратированные ионы

Диполь-дипольное взаимодействие приводит к разрыву связей в молекуле НС1 и образованию

ионов гидроксония и хлорид-ионов - в итоге получается раствор кислоты.

3. Ион-дипольное взаимодействие харатерно для процессов растворения ионных кристаллов в полярных растворителях. Рассмотрим растворение NaCl в воде:

Na_n⁺ Cl_n^- + n (x + y) H₂O  nNa⁺  x H₂O + nCl^-  yH₂O

кристалл гидратированные ионы

Ионизация проходит в момент растворения кристалла соли за счет ион-дипольного

взаимодействия между солью и водой. Полярные молекулы воды (диполи) извлекают ионы соли

из кристалла за счет образования гидратов.

Сольваты и гидраты, как правило, непрочные соединения и разлагаются при испарении растворителя. Однако иногда связи настолько прочные, что гидраты сохраняются в кристаллах, полученных выпариванием растворов солей – кристаллогидраты: BeCl₂  4H₂O,

AlCl₃  6H₂O,

CuSO₄  5H₂O  CuSO₄, и др.

синие кристаллы б/цв

Свойства разбавленных растворов неэлектролитов

Неэлектролиты – это вещества, растворы которых не проводят электрический ток. Если растворы разбавленные (концентрация растворенного вещества мала), то их можно рассматривать как механические смеси, т.е. не учитывать слабое взаимодействие между компонентами (силы межмолекулярного взаимодействия). Каждый компонент ведет себя независимо и свойства раствора определяются только концентрацией растворенного вещества.

Давление пара растворителя над раствором.

При данной температуре давление насыщенного пара над любой жидкостью – величина постоянная (например, таблицы упругости водяного пара).

Рис.5. Зависимость давление насыщенного пара раствора от температуры. Диаграмма состояния.

При t= 0С р⁰ (Н₂О) = 4,6 мм рт ст (или 613 Па)

10С р⁰ (Н₂О) = 9,2 мм рт ст

100С р⁰ (Н₂О) = 760 мм рт ст (или 101325 Па)

При растворении в жидкости нелетучего вещества давление насыщенного пара растворителя уменьшается, так как понижается доля молекул растворителя как во всем объеме, так и на поверхности раздела фаз. Таким образом, давление (упругость) насыщенного пара растворителя над раствором всегда меньше, чем над чистым растворителем.

Закон Рауля: относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором

равно молярной (мольной) доле растворенного вещества.

где р^о – давление насыщенного пара растворителя при данной температуре,

р –давление пара растворителя над раствором,

р = р⁰ – р понижение давления насыщенного пара растворителя ,

n - число молей растворенного вещества,

N - число молей растворителя.

Понижение давления пара над раствором находит свое отражение на диаграмме состояния. Рассмотрим диаграмму состояния воды и раствора нелетучего компонента (рис.16). Согласно закону Рауля при любой температуре давление водяного пара над водным раствором ниже, чем над водой. Поэтому кривая фазового перехода от жидкого состояния к пару для раствора расположена ниже, чем для чистой воды. Аналогично изменяется положение кривой плавления. Обе кривые для раствора будут располагаться тем дальше от соответствующих кривых воды, чем больше концентрация раствора.

Температуры фазовых переходов (кипения или плавления (замерзания)).

Индивидуальные вещества характеризуются строго определенными температурами перехода одного агрегатного состояния в другое (температура кипения или плавления (замерзания)). Для воды при нормальном давлении 101,3 кПа - это 100С и 0С.

Иначе обстоит дело с растворами. В большинстве случаев кристаллизуется (при замерзании) и выкипает (при кипении) только растворитель. Любая жидкость закипает, когда давление насыщенного пара ее становится равным атмосферному давлению. Замерзает раствор тогда, когда давление насыщенного пара его становится равным давлению насыщенного пара твердого растворителя. Присутствие растворенного вещества понижает температуру замерзания и повышает температуру кипения (как это видно из диаграммы состояния).

Законы Рауля: повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания

разбавленных растворов неэлектролитов пропорциональны моляльной

концентрации растворенного вещества и не зависят от природы вещества.

Т_кип = Е  с_m

T_зам = К  с_m , где с_m – моляльная концентрация растворенного вещества,

[моль/кГ растворителя],

Т_кип = T_кип (раствора) - Т_кип (растворителя)

Т_зам = T_зам (растворителя) – Т_зам (раствора)

E, K – эбулиоскопическая и криоскопическая константы,

характеризуют свойства растворителя, [ град  кГ/моль],

их значения для некоторых растворителей приведены в

справочнике:

Растворитель К Е

Вода 1,86 0,52

Бензол 5,1 2,64

Таким образом, суть законов Рауля сводятся к следующему утверждению:

понижение упругости пара растворителя, повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания обусловлены только числом растворенных частиц в определенном количестве данного растворителя и не зависят от природы растворенного вещества.

Законы Рауля в химии используют для определения молекулярных масс вновь синтезированных веществ.

Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации.

Электролитами называют вещества, растворы которых за счет электролитической диссоциации (ионизации) проводят электрический ток. Ионизации могут подвергаться либо все молекулы растворенного вещества, либо часть молекул.

Степень ионизации.

Способность электролита к ионизации выражают величиной, называемой степенью ионизации ()-это доля молекул (молей) вещества, распавшихся на ионы.

 = С_расп / С_исх , выражается в долях или %.

Если С_расп  С_исх , то , что характерно для сильных электролитов.

Если С_расп  С_исх , то 0, что характерно для слабых электролитов

Степень ионизации зависит от многих факторов:

1. От природы химических связей растворяемого вещества. Чем полярнее связь, тем больше .

В кристалле NaCl – ионный тип связей, в молекулах НС1 – сильно полярные связи. При

растворении этих веществ в воде происходит практически полная ионизация молекул, значение 

близко к 1 (или 100%).Упрощенно реакцию ионизации можно записывать так:

NaCl  Na⁺ + Cl^-,

HCl  H⁺ + Cl^-

В молекулах уксусной кислоты СН₃СООН связь –О-Н малополярная, в водном растворе только

малая часть молекул ионизована,  1. Образующиеся ионы и нераспавшиеся молекулы

находятся в состоянии химического равновесия ():

СН₃СООН  СН₃СОО^- + Н⁺

(НАс) (Ас^-)

2. От природы растворителя. Чем полярнее связи в молекулах растворителя, тем больше  .

НС1 диссоциирует при растворении в воде и не диссоциирует при растворении в бензоле.

3. От концентрации электролита. Для сильных электролитов зависимость сложная. Для слабых –

чем меньше концентрация растворенного вещества, тем больше степень ионизации (смотри закон

разведения Оствальда).

Изотонический коэффициент.

Ионизация приводит к увеличению общего числа частиц по сравнению с числом растворенных молекул, поэтому измеренные опытным путем величины Т_кип, Т_зам, понижение упругости пара р оказываются больше, чем рассчитанные по законам Рауля.

Так, если взять раствор NaCl с концентрацией 0,1 (моль/ кГ воды), то по уравнению Рауля

T_зам = К  с_m = 1,86  0,1 = 0,186 градуса, а согласно экспериментальным данным Т_зам = 0,336 градуса, т.е. число частиц возросло.

Для того, чтобы можно было применять законы Рауля к растворам электролитов, Вант-Гофф ввел поправочный коэффициент i и назвал его изотоническим (уподобляющим). Изотонический коэффициент всегда больше единицы, т.к. показывает во сколько раз увеличивается вследствие ионизации число частиц в растворе по сравнению с числом молекул, введенных изначально в раствор.

Общее число частиц в растворе (нераспавшиеся молекулы + ионы)

i =   1,

Число растворенных молекул

i = 1 для растворов неэлектролитов

NaCl  Na⁺ + Cl^-, i  2

AlCl₃  Al³⁺ + 3Cl^- , i  4

НАс  Н⁺ + Ас^- , 1  i  2

Изотонический коэффициент позволяет использовать законы Рауля для расчета свойств растворов электролитов: T_зам = i Kc_m, T_кип = i Ec_m,

Зависимость, связывающая  и i.

Пусть, N - число молекул растворенного вещества,

k - число ионов, образующихся при распаде каждой молекулы,

N – число распавшихся молекул,

kN – число ионов,

( N - N ) - число нераспавшихся молекул.

Теория слабых электролитов ( 1)

Слабые электролиты: 1) растворы всех органических кислот, например, СН₃СООН – уксусная, НСООН –муравьиная и др.; 2) растворы органических оснований (аминов), например, СН₃NH₂Н₂О; 3) раствор аммиака в воде NH₃Н₂О; 4) растворы некоторых неорганических кислот H₂S, H₂CO₃, HCN и др.

Связи в молекулах ковалентные, малополярные, ионизация незначительна, поэтому процесс ионизации всегда сопровождается процессом молизации, т.е. процесс ионизации есть процесс обратимый и равновесный. Применим закон действующих масс и принцип Ле-Шателье.

Рассмотрим обратимую реакцию НА  Н⁺ + А^-. Запишем константу равновесия

Константа равновесия реакции ионизации называется константой ионизации.Константы ионизации слабых кислот называют также константами кислотности (К_к), их значения для стандартных условий можно найти в справочнике. Чем меньше значение константы ионизации, тем слабее электролит. Электролиты, имеющие константы ионизации меньше 10^-4, относят к слабым электролитам, например, для уксусной кислоты К_к = 1,74.10^-5, для синильной кислоты HCN

К_к = 4,79.10^-10 (очень слабая кислота).

Зависимоть К, , С для бинарного электролита (закон разведения Оствальда).

Рассмотрим процесс ионизации слабого бинарного электролита (молекула распадается на два иона) в общем виде:

АВ  А⁺ + В^-

С - -

С С С

С-С С С

Для очень слабых электролитов  и тогда К  ²С –закон разведения Оствальда для бинарного электролита. Разбавление раствора слабого электролита сопровождается увеличением степени ионизации.

Смещение равновесия в растворе слабого электролита.

Рассмотрим процесс диссоциации уксусной кислоты СН₃СООН, формулу которой часто записывают упрощенно как НАс:

НАс  Н⁺ + Ас^- (*)

Если к этому раствору добавить сильную кислоту, например, НС1, которая при диссоциации дает дополнительно ионы Н⁺, то по принципу Ле-Шателье рановесие процесса (*) смещается в обратную сторону, т.е. степень ионизации уксусной кислоты уменьшается ( ).

Если в раствор уксусной кислоты ввести соль этой же кислоты – СН₃СООNa (упрощенно NaAc), которая при диссоциации дает дополнительно ионы Ас^-, то это также способствует смещению равновесия процесса (*) в обратную сторону и степень ионизации уксусной кислоты уменьшается.

Таким образом, если в раствор слабого электролита вводятся дополнительно одноименные ионы, то процесс ионизации слабого электролита «подавляется» и степень его ионизации уменьшается.

Диссоциация многоосновных кислот и многокислотных оснований.

Многоосновной кислотой называют кислоту, один моль которой может взаимодействовать с двумя и более ионами ОН^-, например, Н₂СО₃, Н₃РО₄. Н₃РО₄ + 3ОН^- = РО₄^3- + 3Н₂О

Процесс ионизации таких кислот протекает ступенчато:

 Н₃РО₄ = Н⁺ + Н₂РО₄^- К₁ = 7.10^-3 

3 кислоты  Н₂РО₄^- = Н⁺ + НРО₄^2- К₂ = 6.10^-8  сила кислот

 НРО₄^2- = Н⁺ + РО₄^3- К₃ = 5.10^-13 

Суммарная константа ионизации равна произведению ступенчатых констант: K=K₁K₂K₃.

Таким образом, в растворе имеем смесь трех кислот. Наиболее прочный ион, наиболее слабая кислота – НРО₄^2-. По принципу Ле-Шателье более сильная кислота подавляет диссоциацию более слабых кислот, поэтому многоосновные кислоты диссоциируют преимущественно по первой ступени. Поэтому в растворе ортофосфорной кислоты находятся в основном ионы Н₂РО₄^- и ионы водорода (гидроксония Н₃О⁺). Для приближенных расчетов концентраций водородных ионов и процессов, происходящих в кислых средах, вполне достаточно пользоваться только первой константой ионизации, т.е. считать электролит бинарным. В кислых растворах возможно образование кислых солей, например, Th(HPO₄)₂. В щелочных растворах преобладают ионы PO₄^3- и образуются средние соли, например, Са₃(РО₄)₂.

Аналогично может быть рассмотрена ионизация многокислотных оснований.

Это рассмотрение приводится редко, т.к. большинство многокислотных оснований малорастворимы в воде.

ПРИМЕР. Pb(OH)₂ = Pb(OH)⁺ + OH^-, K₁  10^-3

Pb(OH)⁺ = Pb²⁺ + OH^- , K₂  10^-8

Вследствие ступенчатой диссоциации многокислотых оснований возможно образование основных солей, например, Sn(OH)Cl.

Теория сильных электролитов

Сильные электролиты в водных растворах диссоциируют нацело. К ним относятся:

1. растворы солей;

2. растворы кислот HNO₃, HCl, HBr, HI, HClO₄, H₂SO₄(по первой ступени ионизации);

3. растворы гидроксидов щелочных металлов (щелочи) и гидроксидов кальция, стронция, бария.

Особенности растворов сильных электролитов.

Свойства, которые проявляют растворы сильных электролитов, не соответствуют истинной концентрации ионов в растворе. Изотонический коэффициент, рассчитанный из опытных данных, не является целым числом (2,3,4 и т.д.), степень ионизации, определенная экспериментально, оказывается меньше 100% (хотя нераспавшихся молекул нет)

ПРИМЕР. Рассмотрим соль NaCl. В кристалле соли находятся только ионы, которые под

воздействием молекул воды переходят в раствор (ион-дипольное взаимодействие):

Na_n⁺ Cl_n^- + n (x + y) H₂O  nNa⁺  x H₂O + nCl^-  yH₂O

кристалл гидратированные ионы

Процесс диссоциации необратим. Молекул нет ни в кристаллах, ни в растворе. Значит,

теоретически i = 2,  .

Экспериментально установлено, что раствор соли с моляльной концентрацией с_m =

0,1(моль/кГ воды) имеет температуру замерзания минус 0,336 ⁰С. Таким образом,

Т_зам = 0,336 градусов. По закону Рауля Т_зам = i Kc_m. Тогда, i = 0,336/(1,860,1) = 1,8.

 = (i – 1)/(k – 1) = (1,8-1)/(2-1) = 0,8 (или 80%) – кажущаяся степень ионизации.

Дело в том, что в растворах электролитов количество заряженных частиц (ионов) намного больше, чем в растворах неэлектролитов. Каждый ион в растворе не свободен, он электростатически

взаимодействует с полем ионов другого знака. То есть

каждый гидратированный ион окружен противоионной

атмосферой. Сила взаимодействия поля ионов на данный

ион будет зависеть от концентрации всех ионов С_i, от их

зарядов Z_i и радиусов r_i.

Каждый отдельно взятый ион будет тормозиться полем ионов, отсюда уменьшение электропроводности растворов (следовательно, уменьшение , значение которой определяют экпериментально по электропроводности), уменьшение скоростей химических реакций, изменение температур фазовых переходов. То есть получается, что концентрация отдельно взятого иона, проявляющаяся в физическом или химическом эксперименте, меньше, чем истинная.

Чтобы отразить специфику растворов сильных электролитов, вводят понятие активность ионов (а_i) – это некая условная (эффективная) концентрация ионов, в соответствии с которой они действуют в реальных растворах, a_i  С_i (истинная концентрация) , а = fС, где f – коэффициент активности. Он учитывает электростатическое взаимодействие между данным ионом и полем других ионов, f  1. Он может быть вычислен, как некоторая зависимость от ионной силы раствора, заряда и радиуса данного иона f = F(, z, r)

Ионная сила раствора , учитывающая воздействие поля всех ионов на данный ион, вычисляется по формуле:

Так как в данной формуле нет радиуса иона, то она справедлива для разбавленных растворов.

Значения коэффициентов активности можно найти в справочнике.

ПРИМЕР. Рассчитаем активную концентрацию ионов соли в 0,01 М растворе А1С1₃.

А1С1₃  А1³⁺ + 3С1^-

0,01 моль/л 0,01 моль/л 0,03моль/л

 = 0,5 (0,013² + 0,031² ) = 0,06

Из справочника: f (Al³⁺ ) = 0,21 , f (Cl^-) = 0,84 , тогда а (А1³⁺) = 0,010,21 = 0,0021,

а(С1^-) = 0,030,84 = 0,025

Ион алюминия более активно тормозится полем ионов, чем однозарядный ион хлора.

Труднорастворимые электролиты. Гетерогенное равновесие.

Произведение растворимости

Любая соль может растворяться в воде до тех пор, пока не установится равновесие между осадком и раствором, пока не получится насыщенный раствор.

А_nB_m  nA^+m + mB⁺ⁿ

Если растворимость соли очень велика, то это равновесие устанавливается

только при очень большой концентрации соли (вполне определенной в

зависимости от температуры, смотри справочник).

Если растворимость соли мала, то равновесие устанавливается практически

всегда и растворимость может быть вычислена по значению константы

равновесия.

Поскольку система гетерогенная, то выражение константы равновесия имеет вид, приведенный ниже, и назвается произведением растворимости:

K = [A^+m]ⁿ [B^-n]^m = ПР или более строго ПР = аⁿ (A^+m)a^m(B^-n) – произведение активностей.

Правило ПР. В насышенном растворе труднорастворимого электролита произведние

концентраций ионов этого электролита в соответствующих степенях есть

величина постоянная при данной температуре.

Чем меньше ПР, тем менее растворима соль. Значения ПР при стандартных условиях приводятся в справочниках.

ЗАДАЧА. Рассчитать растворимость (L) соли AgCl в воде при стандартных условиях.

Равновесие в насыщенном растворе описывается уравнением: AgCl  Ag⁺ + Cl^-

Из справочника: ПР (AgCl) = [Ag⁺]  [Cl ^-] = 1,7310^-10 , [Ag⁺] = [Cl ^-] =  ПР, тогда

концентрация соли в растворе С (AgCl) = [Ag⁺] =  1,7310^-10 = 1,3210^-5 моль/л.

Растворимость соли – это масса соли в 100 г воды. Поскольку концентрация соли мала,

можно считать, что m(раствора)  m(Н₂О). Один литр воды имеет массу 1000 г ( = 1 г/см³)

Тогда L = С (AgCl)М(AgCl)100/1000 = 1,3210^-5143/10 = 1,8910^-4 г/100г воды.

Условие выпадения осадка.

Для того, чтобы осадок начал образовываться, необходимо достигнуть насыщенного состояния раствора, т.е. когда произведение активных концентраций взаимодействующих ионов (с учетом соответствующих степеней) будет равно или больше произведения растворимости. Например, малорастворимая соль состава А_nB_m будет выпадать из раствора, если выполняется условие :

аⁿ (А)а^m(B)  ПР или без учета ионной силы раствора С ⁿ(А) С^m (В)  ПР.

ЗАДАЧА. Будет ли образовывать осадок Ag₂SO₄, если смешать равные объемы растворов

AgNO₃ 0,1 моль/л и Na₂SO₄ 0,01 моль/л?

Из справочника: ПР(Ag₂SO₄) = а²(Ag⁺)a(SO₄^2-) = 1,610^-5

Концентрация ионов серебра в растворе AgNO₃ С(Ag⁺) = 0,1 моль/л.

Концентрация сульфат-ионов в растворе Na₂SO₄ С(SO₄^2-) = 0,01 моль/л.

Поскольку смешали равные объемы растворов, то концентрация каждого уменьшилась в 2

раза, т.е. после смешивания растворов С(Ag⁺) = 0,05 моль/л, а С(SO₄^2-) = 0,005 моль/л..

Проверяем условие выпадения осадка: C²(Ag⁺)C(SO₄^2-) = 0,05²0,005 = 1,2510^-5  ПР.

Следовательно, осадок не образуется.

Реакции в растворах электролитов

Химические реакции в растворах электролитов протекают между ионами. Те реакции, которые идут без изменения степеней окисления элементов, называются ионообменными.

Для выявления характера протекающих процессов их записывают в ионно-молекулярной форме по следующему правилу: слабые электролиты, осадка, газы записываются в виде молекул, а сильные электролиты – в виде ионов.

ПРИМЕР. Ве(ОН)₂ + 2 НС1 = ВеС1₂ + 2 Н₂О

^{осадок сильный эл-т сильный эл-т слабый эл-т}

Ве(ОН)₂ + 2Н⁺ + 2С1^- = Ве²⁺ + 2С1^- + 2Н₂О, после сокращения получим:

Ве(ОН)₂ + 2Н⁺ = Ве²⁺ + 2Н₃О, видно, что осадок гидроксида бериллия может быть

растворен в любой сильной кислоте.

Ионно-молекулярное уравнение четко отражает суть проходящего процесса.

Все реакции между электролитами обратимы, но равновесие может быть смещено в ту или другую сторону. Например, PbSO₄ + Na₂S = PbS + Na₂SO₄

^{белый осадок черный осадок}

PbSO₄ + S^2- = PbS + SO₄^2-

^

Равновесие данного процесса сдвинуто вправо, т.к. ПР(PbS) ПР(PbSO₄), что означает меньшую растворимость PbS по сравнению с PbSO₄.

Выводы: 1) равновесие любой обменной реакции смещается в сторону образования менее

диссоциирующего вещества;

2) обменные реакции, в которых образуются труднорастворимые соединения, выделяются

газообразные вещества или образуются слабодиссоциирующие электролиты, протекают

практически до конца.

Ионизация воды. Водородный показатель.

Электропроводность химически чистой воды ничтожно мала. Она обусловлена присутствием в воде ионов гидроксония и гидроксила (в очень малых количествах):

H₂O …….H₂O = H₃O⁺ + OH^- ,

или упрощенно Н₂О = Н⁺ + ОН^-

П роцесс дисоциации (ионизации) воды обратимый, равновесный, характеризуется константой равновесия:

При таком малом значении константы можно считать, что концентрация недиссоциированных молекул практически равна исходной концентрации воды. При температуре 25С плотность воды

 г/см³, масса 1 литра воды – 1000 г, концентрация воды С(Н₂О)[H₂O] = 1000/18 = 55,5(5) моль/л. Тогда, [H⁺][OH^-] = K[H₂O] = 1,810^-1655,5(5) = 110^-14.

Выражение К_В (или К_W) = [H⁺][OH^-]const = 110^-14 (при 25С) – назывется ионное произведение воды

(или константа автопротолиза)

В любом водном растворе ионное произведение воды есть величина постоянная для данной температуры. Следовательно, в любом водном растворе (кислоты, щелочи, соли) концентрации

Н⁺-ионов или ОН^- -ионов не могут быть равны нулю. Рассмотрим несколько примеров.

ПРИМЕРЫ. 1) В воде [H⁺] = [OH^-]   К_В = 110^-7 моль/л рН = -lg[H⁺] = 7, нейтральный раствор.

2) Раствор 0,1 моль/л NaOH – это сильный электролит, диссоциирует полностью,

[OH^-]  0,1 моль/л, [H⁺] = К_В / [OH^-] = 110^-14/0,1 = 110^-13 моль/л, рН = 13, щелочной р-р.

3) Раствор 0,001 моль/л НС1 – это сильная кислота, диссоциирует полностью,

[H⁺] = 0,001 моль/л, рН = 3, кислотный раствор.

В любом водном растворе всегда есть ионы Н⁺ и ОН^- за счет ионизации воды. Концентрации их взаимосвязаны. Для того, чтобы описать характер раствора (кислый, нейтральный, щелочной) достаточно знать концентрацию ионов Н⁺ или водородный показатель рН = -lg[H⁺]. Из ионного произведения воды следует, что в любом водном растворе рН + рОН = 14, где рОН = -lg[OH^-].

Шкала рН. -1 0 7 14

рН  7 рН  7

кислая среда щелочная среда

Величину рН измеряют с помощью индикаторов (растворов и бумаги) и приборов рН-метров.

Индикаторы – растворы слабых органических кислот или оснований, у которых молекула и сложный органический ион имеют разную окраску, например, индикатор фенолфталеин –слабая кислота, в растворе частично диссоциирует: HInd  H⁺ + Ind^-

^{бесцветный красный}

Избыток ОН^- 

 Избыток Н⁺

Поскольку каждый индикатор имеет свое значение константы ионизации, то переход окраски происходит при определенном значении рН. Для фенолфталеина рН перехода окраски 9.

Универсальный индикатор – смесь индикаторов, которой пропитывают бумагу.

Как приборы, так и индикаторы фиксируют не истинную концентрацию ионов Н⁺, а активную, поэтому рН = -lg a_H , и только в очень разбавленных растворах рН = -lgC_н.