Вопрос 24. Особенности реакций и равновесия в растворах электролитов. Произведение растворимости

Поскольку электролиты в растворах образуют ионы, то для отражения сущности реакций часто используют так называемые ионные уравнения реакций. Написанием ионных уравнений подчеркивается тот факт, что, согласно теории диссоциации, в растворах происходят реакции не между молекулами, а между ионами. Реакции между ионами в растворах электролитов идут практически до конца в сторону образования осадков, газов и слабых электролитов.

Написать уравнения(ионные) реакций взаимодействия

НСI+Na₂CO₃, BaCI₁+H₂SO_4, НСI+NaOH

Следовательно, реакции идут с образованием веществ с меньшей концентрацией ионов в растворе в соответствии с законом действующих масс. Скорость прямой реакции пропорциональна произведению концентраций ионов реагирующих компонентов, а скорость обратной реакции пропорциональна произведению концентраций ионов продуктов. Но при образовании газов, осадков и слабых электролитов ионы связываются (уходят из раствора) и скорость обратной реакции уменьшается

Выражение константы равновесия соли, диссоциирующей на ионы, упрощается, если раствор соли насыщен и концентрация постоянна. Например, в растворе хлорида серебра, содержащем осадок этой соли, концентрация моле­кул хлорида постоянна

С _AgCI = conct потому можно написать: С _Ag С_CI = conct

Вместо K= С _Ag+ С_CI^- / С _AgCI

Аналогичное уравнение будет справедливо для всякой соли, если она взята в насыщенном растворе (находящемся в равновесии с твер­дой солью).

Произведение растворимости (ПР, K_sp) — произведение концентрации ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости — величина постоянная. . ПР=[ Ag⁺][ CI^- ]

Величина произведения растворимости играет важную роль при определении условий, в которых может происходить выпадение ве­щества в осадок или его растворение.

В тех случаях, когда электролит содержит два или несколько одинаковых ионов, концентрация этих ионов при вычислении произведения растворимости должна быть возведена в соответствующую степеньВ общем случае выражение произведения растворимости для электролита A_mB_n

Вопрос 19 Растворы электролитов. Теории кислот и оснований: теория электролитической диссоциации, протонная и электронная теории. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты.

Электролиты – вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. В отличие от металлов носителями заряда в водных растворах электролитов являются ионы. В связи с этим металлы называют проводниками I рода, электролиты – проводниками II рода.

степень диссоциации.-это отношение числа продиссоциированных молекул к общему числу молекул, перешедших в раствор.

α = число молекул, распавшихся на ионы/ общее число растворенных молекул

Степень диссоциации зависит от:

– природы растворителя; полярности связи, по которым происходит диссоциация; температуры; концентрации.

По степени диссоциации электролиты делятся на:

– сильные электролиты (α > 30 %); – средней силы электролиты (α < 30 %);

– слабые электролиты (α < 3 %).

Сильные электролиты – вещества, которые при растворении в воде

практически полностью распадаются на ионы. Как правило, к сильным элек-

тролитам относятся вещества с ионными или сильно полярными связями: все хорошо растворимые соли, сильные кислоты и сильные основания

В растворе сильного электролита растворённое вещество находится в

основном в виде ионов (катионов и анионов); недиссоциированные молекулы практически отсутствуют. HCI- H⁺ + CI^- , NaOH- Na⁺ +ОН^-

Слабые электролиты вещества, частично диссоциирующие на ионы.

Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциирован-

ионов в растворе.

К слабым электролитам относятся:

• почти все органические кислоты (CH₃COOH, C₂H₅COOH и др.);

• некоторые неорганические кислоты (H₂CO₃, H₂S и др.);

• почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония

• вода.

Слабые электролиты плохо (или почти не проводят) электрический ток

В растворах слабых электролитов диссоциация является обратимым

процессом,

Ступенчатая диссоциация характерна для слабых кислот и оснований:

H₂SO₃ ↔ H⁺ + HSO₃ ^-− (первая ступень),

HSO₃↔H⁺ + SO₃^-2 (вторая ступень),

Sn(OH)₂ ↔ SnOH⁺ + OH⁻ (первая ступень),

SnOH⁺ ↔ Sn²⁺ + OH⁻ (вторая ступень).

Теории кислот и оснований — совокупность фундаментальных физико-химических представлений, описывающих природу и свойства кислот и оснований.

Представления о кислотно-основных взаимодействиях относятся к числу фундаментальных химических положений. Понятия «кислота» и «основание» сформировались еще в XVII веке, однако их содержание неоднократно пересматривалось и уточнялось.

С начала XIX века кислотами стали считать вещества, способные к взаимодействию с металлам с выделением водорода.

Протонная теория Бренстеда–Лоури применима лишь к протонсодержащим или протонприсоединяющим веществам. Согласно этой теории кислотой называется вещество, способное быть донором протонов, а основанием – вещество, которое может присоединить (акцептировать) протон: НАn↔Н⁺ +Аn^-

По определению, HAn – кислота, An^– – основание, сопряженное с этой кислотой. Любой кислоте соответствует сопряженное с ней основание.

NH₃+H⁺↔NH₄⁺

Любое кислотно-основное равновесие включает взаимодействие двух пар сопряженных кислот и оснований.

В электронной теории Льюиса было ещё более расширено понятие кислоты и основания. кислота — молекула или ион, имеющие вакантные электронные орбитали, вследствие чего они способны принимать электронные пары. Основание Льюиса — это молекула или ион, способные быть донором электронных пар: все анионы, аммиак, амины, вода, спирты, галогены

Например; кислотой будет хлорид алюминия или хлорид фторид бора так как они стремятся присоединить пару электронов