КОНСТАНТА РАВНОВЕСИЯ

Введена для количественной оценки слабого электролита, зависит от:

а) природы растворителя;

б) природы растворённого вещества;

в) температуры.

1. Для слабых кислот её называют К кислоты (К_А или К_а).

В случае ступенчатой диссоциации кислот она рассчитывается для каждой ступени.

Пример:

I ст. Н₂S Û H⁺ + HS^-

II ст. HS^-Û Н⁺ + S^2-

суммарный процесс: Н₂S Û 2H⁺ + S^2-

.

Для слабых и средних кислот:

а) К₁ всегда максимальна (K₁ > K₂ > K₃);

б) К = K₁ × K₂ × K₃×…;

в) ,

т.е. среда раствора кислоты зависит от К_к-ты.

2. Для слабого основания также учитывают его ступенчатую диссоциацию и количественно оценивают через К основания (К_В или К_b).

Пример:

I ст.

II ст.

III ст. AlOH²⁺Û Al³⁺ + OH^-

.

Для слабых и средних оснований:

а) K₁ > K₂ > K₃

б) .

Произведение растворимости (ПР)

Для насыщенных растворов солей имеет место равновесие между ионами, перешедшими в раствор и молекулами нерастворившейся соли

AgCl Û Ag⁺ + Cl^- , .

Т.к. для малорастворимых солей [соли] = const (т.е. [AgCl] = const), то К_равн [AgCl] = K’ = [Ag⁺] × [Cl^-], т.е. в насыщенном растворе соли произведение концентраций ионов, находящихся в растворе, есть величина постоянная и называется «произведение растворимости» (ПР). Эта величина табличная, при расчётах следует учитывать, что размерность концентраций ионов солей - моль/л.

Для более сложных случаев учитывают индексы, имеющиеся в молекуле. Например: HgJ₂ Û Hg²⁺ + 2J^-

Для солей одинакового стехиометрического состава чем меньше величина ПР, тем менее растворима соль.

Если при действии какого-либо растворителя возможно выпадение из раствора нескольких осадков солей с однотипными химическими формулами, то они выпадают по правилу ПР: вначале выпадут в осадок менее растворимые соли, а затем более растворимые.

Пример: в растворе имеются соли NaCl, NaBr, NaJ; в качестве осадителя туда добавили раствор AgNO₃. Последовательность выпадения осадков оцениваем по значению ПР:

ПР для AgCl = 1,7×10^-10; для AgBr = 3,3×10^-13; для AgJ = 8,5×10^-17. Вначале выпадает в осадок AgJ, затем AgBr и последним AgCl.

Растворимость (Р)

Р – способность вещества растворяться в том или ином растворителе при данной температуре. Мерой растворимости вещества является концентрация его насыщенного раствора. Размерность может быть различной: г/л, моль/л, г/дм³, моль/дм³, г/см³, г/100 г Н₂О.

Связь между Р и ПР

1. Для электролита с ионами одинаковой зарядности типа АВ (АВ Û А + В)

ПР = [A] × [B].

В растворе над осадком концентрацию молекул вещества можно принять равной концентрации образующихся из них ионов: [AB] = [A] = [B]. В то же время концентрация молекул вещества АВ над осадком равна растворимости осадка Р_АВ:

[AB] = Р_АВ

Тогда ПР_АВ = [A] × [B] = Р_АВ × Р_АВ. Отсюда выводим

2. Для электролита, состоящего из ионов разной зарядности: A_mB_n Û mA + nB. Т.к. концентрация молекул этого вещества над его осадком равна растворимости вещества , то и .

Тогда ,

отсюда: .

Пример:

,

.

Диссоциация воды. Водородный показатель (рН)

Водородный показатель рН служит для количественного определения среды растворов. Его выводят, учитывая характер диссоциации чистой воды:

H₂O Û H⁺ + OH^-.

При температуре 22°С в чистой воде [Н⁺] = [ОН^-] = 10^-7 моль/л.

Отсюда моль²/л².

Равенство [Н⁺] × [ОН^-] = 10^-14 моль²/л² справедливо не только для чистой воды, но также для растворов кислот, оснований и солей и не соблюдается в концентрированных кислотах и щелочах.

Понятие рН удобно в написании и произношении: величину находят по формуле

.

Отсюда [Н⁺] = 10^-рН.

Реже пользуются гидроксильным показателем: рОН = -lg[OH^-]. Оба показа-теля связаны друг с другом равенством: рН + рОН =14.

Для биологических жидкостей значения рН очень важны, и их отклонение от нормы говорит врачу о характере патологии (табл.4)

Таблица 4

Значение рН биологических систем

Пример 1:

Определить рН раствора НС1 (диссоциацию считать полной), у которого

С = 0,01 моль/л.

Решение:

[Н⁺] = [НС1] = 10^-2 моль/л,

отсюда

рН = -lg[H⁺] = -lg 10^-2 = 2.

Пример 2:

Определить рН и рОН раствора КОН, если С = 0,1 моль/л.

Решение:

[ОН^-] = [КОН] = 10^-1 моль/л,

отсюда

pOH = - lg 10^-1 = - (-1) =1, pH = 14 – pOH = 14 - l = 13.

Определение среды раствора

Для определения среды раствора, как правило, используют кислотно-основные индикаторы Оствальда: они представляют собой сложные органические кислоты или основания, у которых молекулы имеют одну окраску, а ионы - другую окраску и при добавлении индикаторов к исследуемому раствору, в соответствии с принципом Ле-Шателье, происходит смещение равновесия и раствор окрашивается в определенный цвет (табл.5).

Таблица 5

Кислотно-основные индикаторы

С помощью универсальной лакмусовой бумаги можно измерять рН растворов с точностью до половины единицы (рН = Х ± 0,5). Современные приборы рН-метры измеряют значения рН до 0,001 единицы (рН = Х ± 0,001)

Закон разбавления Оствальда

Этот закон объединяет количественные характеристики a и К_равн..

Пусть для какого-то слабого электролита его частичная диссоциация запишется в виде

АВ Û А + В,

[АВ] исходная = С, тогда перед растворением вещества [А] = [В] = 0.

После установления равновесия в растворе концентрации станут следующими. Берём величину степени диссоциации не в %, а в долях и тогда доля распавшихся на ионы молекул будет a, а доля оставшихся целых молекул будет (1 - a), т.е. [АВ] оставшихся = С × (1 - a), тогда как [А] = [В] = a × С.

.

Для очень слабых электролитов a << 1, тогда условно приравняем (1 - a) » 1, отсюда К_равн..= С × a² и следовательно

.

Из закона следует, что степень диссоциации вещества a будет возрастать при уменьшении С, т.е. при разбавлении раствора.

Для растворов сильных электролитов говорят о «кажущейся степени диссоциации». Каждый ион окружён ионной атмосферой из ионов противоположного заряда. Вместо понятия «концентрация» используют понятие «активность иона» (а) – это та условная концентрация, соответственно которой ион действует в химических реакциях.

а = f × c,

где f – коэффициент активности.

Если f ® 1, то а ® c и этот факт говорит о слабом межионном взаимо-действии. Эффект имеет место в очень разбавленных растворах сильных электролитов.

Вопросы для закрепления материала:

1.Определить рН раствора серной кислоты, у которого С = 0,005 моль/л.

2.Величина рН желудочного сока больного = 3. Какой кислотности это соответствует - повышенной или пониженной?

ИОННЫЕ УРАВНЕНИЯ. АМФОТЕРНОСТЬ.
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Ионные уравнения

При их записи сильные электролиты пишут в виде ионов, а средние и слабые - в виде молекул. Краткие ионные уравнения дают хорошее представление о химизме реакции.

Пример 1:

НС1 + NaOH = NaCl + Н₂О;

Н⁺ + Сl^- + Na⁺ + ОН^- = Na⁺ + Сl^- + Н₂О;

Н⁺ + ОН^- = Н₂О.

Пример 2:

AgNO₃ + NaCl = AgCl_¯ + NaNO₃;

Ag⁺ + NO₃^- + Na⁺ + Сl^- = AgCl + Na⁺ +NO₃^-;

Ag⁺+Cl^- = AgCl.

Пример 3:

N₂O₅ + 2KOH = 2KNO₃ + H₂O;

N₂O₅ + 2K⁺ + 2ОН^- = 2K⁺ + 2NO₃^- + H₂O;

N₂O₅+2OH^- = 2NO₃^- +H₂O.

Пример 4:

CaO + 2HC1 = CaCl₂ + H₂O;

CaO + 2H⁺ + 2C1^-= Ca²⁺ + 2Сl^- + H₂O;

CaO + 2H⁺=Ca²⁺+H₂O.