Малорастворимые электролиты
Растворимость CР, моль/л - концентрация насыщенного раствора электролита при данной температуре
Растворение прекращается , когда образуется насыщенный раствор.
В насыщенных растворах электролитов АnBm равновесие между твердой фазой и ионами в р-ре: АnBm(тв) Û n Am+(нас.p-р) + m Bn-(нас.p-р) - гетерогенный процесс
Произведение
активностей ионов, содержащихся в
насыщенном растворе электролита, в
степенях, равных стехиометрическим
коэффициентам, есть величина постоянная
при данной температуре и называется
произведением
растворимостей
ПРАnBm
ПР25С - табличная величина
ПР зависит: от природы электролита, от температуры;
ПР не зависит от активностей ионов;
Имеет практическое значение для малорастворимых соединений.
Пример: Ag2SO4(тв) Û 2Ag+(р-р) + SO42-(р-р)
Условие выпадения осадка малорастворимого вещества из раствора
Если в данных условиях
ПА
=
> ПРтабл –
осадок выпадает
ПА = < ПРтабл – осадок не выпадает.
Задача 24.
Можно ли приготовить раствор Са(ОН)2 концентрации с =2.10-3 моль/л, если ПР Са(ОН)2 = 6.10-6
Решение. Са(ОН)2 (тв) Û Са 2+(р-р) + 2 ОН -(р-р)
1)Рассчитаем ионную силу раствора:
I = ½(СCa2+ . z2Ca2+ + cOH- . z2OH-) = 8.10-3;
2)По правилу ионной силы определим коэффициенты активности из таблицы: gСа2+≈ 0,61 gОН-≈ 0,93
3)Рассчитаем произведение активностей ПА в растворе требуемой концентрации:
ПА = аСа2+ . (аОН-)2 = 0,61.2.10-3(0,93.4.10-3)2 = 1,69.10-8
ВЫВОД: ПА < ПРтабл ® раствор заданной концентрации можно приготовить.
Зная ПР, легко рассчитать растворимость сР и наоборот:
АnBm(тв) Û n Am+(нас.p-р) + m Bn-(нас.p-р)
nсР mсР моль/л
ПР = = (gА m+×сАm+)n × (gB n-× сBn-)m=(gА m+×n ×сР)n × (gB n-×m ×сР)m
=(gА m+)n ×(gB n-)m × nn × mm ×(сР)n+m , отсюда
растворимость
малорастворимого сильного электролита
если
g ®
1
растворимость слабого электролита или
сильного с очень малой I
Задача 25.
Определить СР(MgF2) в растворе, в котором g(Mg2+) = 0,7, g(F-) = 0,96
Решение:
MgF2 (т) Û Mg2+ (нас.р-р) + 2F-(нас.р-р)
ПР(MgF2)
= 4×10-9 =
сР
=
моль/л
Растворимость СР зависит от:
ионной силы раствора: при ↑ ионной силы раствора (I) gi ↓ и сР ↑
(чтобы при Т=const ПР =const );
от введения одноименного к имеющимся иона: равновесие смещается влево и сР ↓. MgF2 Û Mg2+ (нас.р-р) + 2F-(нас.р-р)
NaF → Na+ (р-р) + F-(р-р)
На
этом явлении основан метод осаждения
(растворимость СаСО3 и МgСО3
падает
при введении в раствор хорошо растворимых
К2СО3 или Nа2СО3
Þ ионы жесткости Са2+
и Мg2+ удаляются из
раствора).
от комплексообразования: (повышение ср при образовании комплексов)
KCl + AgNO3 = KNO3 + AgCl↓
AgCl↓ + KCl = K[AgCl2]- хорошо растворим
Равновесия в растворах комплексных соединений
Комплексные соединения диссоциируют в растворах как сильные электролиты на внешнюю и внутреннюю сферы (комплексы): [Сu(NН3)4]SО4 ® [Сu(NН3)4]2+ + SО42-
Комплексы (комплексные ионы) диссоциируют как слабые электролиты.
Диссоциация - многоступенчатая:
[Cu(NH3)4]2+ Û [Cu(NH3)3]2+ + NH3 К1
[Cu(NH3)3]2+ Û [Cu(NH3)2]2++ NH3 К2
[Cu(NH3)2]2+ Û [Cu(NH3)]2+ + NH3 К3
[Cu(NH3)]2+ Û Cu2+ + NH3 К4
_________________________________________
[Cu(NH3)4]2+ Û Cu2+ + 4 NH3 КН
Константа суммарной реакции КН - константа нестойкости равна произведению констант диссоциации по отдельным ступеням КН = К1К2К3К4.
(при 298К)
В растворах прочных комплексов концентрация ионов комплексообразователя мала.
В общем виде для диссоциации комплекса [МХn]z Û Мn+ + yXm
табличная
величина
где z - заряд комплекса;
n+ - заряд комплексообразователя;
m - заряд лиганда,
y – координационное число
Константа обратного процесса, т. е. процесса образования комплекса, называется константой устойчивости КУ = 1/КН.
Чем ниже константа нестойкости комплекса и чем выше константа устойчивости, тем прочнее комплекс.
Константы нестойкости КН и устойчивости КУ зависят от природы лигандов и комплексообразователя, а также от значения координационного числа.
Основные учебники и учебные пособия
1. Н.В.Коровин. Общая химия
2. Н.В.Коровин и др. Лабораторные работы по химии
3. Задачи и упражнения по общей химии. Под ред. Н.В.Коровина
4. Общая химия. Теория и расчеты. Под ред. Н.В. Коровина