28. Равновесия в водных растворах слабых электролитов. Диссоциация воды. Ионное произведения воды. Водородный и гидроксидный показатели.
В растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами. В соответствующих уравнениях диссоциации ставится знак обратимости.
Получаем новую константу равновесия KН2О, которая называется ионным произведением воды:KН2О = [H+]·[OH—]При температуре 25ºС KН2О = 1·10-14 и остается постоянным в водных растворах кислот, щелочей, солей или других соединений. KН2О = [H+]·[OH—] = 1·10-14
Водородный показатель, pH— это мера активности ионов водорода в растворе, количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр:
По аналогии с рН был введен и гидроксильный показатель рОН, определяемый через значение рН. например, если рН = 4, то рОН = 14 — 4= 10.
29. Равновесие в системе «труднорастворимый электролит – его насыщенный раствор». Произведение растворимости (ПР). Расчет растворимости соединения по значению ПР. Условия образования, растворения осадка.
Равновесие в системе «труднорастворимый электролит – его насыщенный раствор».
В этом случае мы имеем дело с динамическим гетерогенным равновесием, осадок=насыщенный раствор, например
В насыщенном растворе труднорастворимого электролита твердая фаза находится в равновесии со своими ионами. В насыщенном растворе труднорастворимого электролита увеличение концентрации ионов влечет за собой выпадение осадка.В насыщенном растворе труднорастворимого сильного электролита произведение концентрации его ионов в степенях стехиометрических коэффициентов при данной температуре есть величина постоянная, называемая произведением растворимости (ПР).
ПК – произведение концентраций ионов в степенях, соответствующих стехиометрическим коэффициентам для системы в неравновесном состоянии. Зная ПК и сравнив его с ПР, можно установить, растворится или выпадет осадок при данной температуре:
Если ПК = ПР, ΔG = 0 – система находится в состоянии равновесия (раствор насыщенный).
Если ПК < ПР, ΔG < 0 – самопроизвольно протекает процесс растворения осадка.
Если ПК > ПР, ΔG > 0 – возможен только обратный процесс – выпадение осадка.
30. Направление протеканий реакций с участием электролитов( образование осадка, газа, слабого электролита) Гидролиз солей. Типы реакций гидролиза. Степень и константа гидролиза.
Гидролиз соли — обменное взаимодействие ионов соли с молекулами воды, приводящее к увеличению кислотности или щелочности раствора и образованию слабодиссоциированных соединений.
Гидролиз по аниону идет, если соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты.
Гидролиз по катиону идет, если соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты.
Гидролиз по катиону и аниону идет, если соль образована катионом слабого основания и анионом слабой кислоты.
Степень гидролиза аГ равна доле гидро-
лизованных молекул и может быть выражена отношением концентрации
гидролизованной
соли Сг к концентрации растворенной
соли С:
Константа гидролиза соответствует величине константы равновесия процесса гидролиза и в отличие от степени гидролиза аг, не зависит от концентрации раствора, поэтому является более удобной характеристикой процесса.
