13.Гетерогенные равновесия. Растворимость, произведение растворимости. Условия образования осадков. Дробное осаждение. Влияние различных факторов на растворимость осадка.

Гетерогенная система − это система, состоящая из нескольких фаз (напр., из твердой и жидкой фаз или из двух несмешивающихся жидких фаз). Гетерогенное равновесие − это равновесие, устанавливающееся на границе раздела фаз.

Под растворимостью обычно подразумевают концентрацию насы­щенного раствора данного вещества при определенной температуре.

Молярная растворимость вещества S − это количество растворен­ного вещества (т. е. число молей этого вещества), содержащееся в одном литре его насыщенного раствора:S = m / MV,

Растворимость малорастворимого сильного электролита зависит от его природы и природы растворителя, температуры, давления, присутствия других электролитов в растворе, а также различных веществ, способных образовывать комплексные соеди­нения с данным малорастворимым электролитом или вступающих с ним в другие химические реакции.

Произведение растворимости малорастворимого сильного электро­лита − это величина, равная произведению равновесных активностей (или равновесных концентраций) ионов данного электролита в его насы­щенном растворе в степенях, равных соответствующим стехиометрическим коэффициентам. Применимо к сильным электролитам, у которых молярная растворимость S<10^-2 моль/л. Обозначается символами ПР, L, K_s^o и т.д.

Рассмотрим гетерогенное равновесие в водной среде. Пусть осадок малорастворимого сильного электро­лита, на­ходится в равновесии с его насыщенным раствором: К_nА_m↔ nК^m+ + mА^n-

Произведение растворимости K_s^o равно: K_s^o= [К^m+ ] ⁿ [А^n-] ^m f(К^m+ )ⁿ f(А^n-)^m

Для равновесия в чистой воде, когда концентрации ионов очень малы их коэффициенты активности ≈ равны 1, тогда K_s^o= [К^m+ ] ⁿ [А^n-] ^m

Молярную растворимость электролита можно рассчитать по формуле:

S = [K_s^o / (nⁿm^m)] ^1/n+m Т.о. для образования осадка малорастворимого сильного электролита его ионное произведение должно быть больше произведения раствори­мости.

14.Окислительно-восстановительные равновесия. Электродный потенциал. Уравнение Нернста. Электродвижущая сила. Факторы, влияющие на направление овр. Наиболее важные окислители и восстановители.

Многие методы химического анализа основаны на использовании окислительно-восстановительных реакций, в которых происходит

взаимодействие веществ, сопровождающееся передачей электронов. Окислительно-восстановительную реакцию:

2FeCl₃ + SnCl₂ = 2 FeCl₂ + SnCl₄

2Fe³⁺ + Sn²⁺ = 2 Fe²⁺ + Sn⁴⁺

Здесь окислителем являются ионы Fe³⁺, а восстановителем - ионы Sn²⁺.

Fe³⁺ + e = Fe²⁺

Sn²⁺ - 2e = Sn⁴⁺

Эффективность окислительных или восстановительных свойств данного вещества зависит от его природы, от условий протекания ОВР и определяется величиной электродного потенциала редокс-пары. Этот потенциал экспериментально определяют с помощью окислительно-восстановитель­ного электрода.

Окислительно-восстановительный электрод − это электрод, со­стоящий из инертного материала (металлические платина, золото, вольф­рам, титан, графит), погруженного в водный раствор, в котором имеются окисленная и восстановленная формы данного вещества.

Окислительно-восстановительные потенциалы принято отсчитывать от потенциала стандартного водородного электрода, который условно принимается равным нулю. Потенциалы, отсчитываемые от потенциала стандартного водородного электрода, называют условными (относительными) потенциалами по водородной шкале.

По определению условный окислительно-восстановителъный потенциал редокс-пары (электродный потенциал редокс-пары) – это электродвижущая сила гальванической цепи, со­ставленной из данного окислительно-восстановительного электрода и стандартного водородного электрода.

Если в окислительно-восстановительной реакции не участвуют ионы водорода, то в общем случае реальный условный окислительно-восстановительный потенциал Е редокс-пары описывается уравнени­ем Нернста:

где Е^о - стандартный окислительно-восстановительный потенциал данной редокс-пары; п - число электронов, участвую­щих в окислительно-восста-новительной реакции; R = 8,314 Дж^.моль^-1К^-1 - универсальная газовая постоянная; F - число Фарадея, равное 96485 Кл/моль; Т - температура в Кельвинах (К), а(ок) и а(вос) - активность окисленной и восста­новленной форм.

Если в окислительно-восстановительных реакциях участвуют ионы водорода, то в выражение для окислительно-восстановительного потен­циала редокс-пары входят также активности ионов водорода а(Н₃О).

Е = Е₁^о – Е₂^о

Если Е > 0, то реакция протекает в прямом направлении. Если Е < 0, то реакция протекает в обратном направлении. Если же Е = 0, то система находится в состоянии устойчивого хи­мического равновесия.

Окислительно-восстановительные потенциалы редокс-пар и, следо­вательно, потенциалы ОВР зависят от природы реагентов и растворителя, концен­траций реагентов, рН среды, температуры, присутствия других веществ в растворе. От тех же факторов зависит и направление протекания окисли­тельно-восстановительной реакции.

Состояние устойчивого химического равновесия в окислительно-восстановительных процессах характеризуется константой равно­весия К, которая связана со стандартным потенциалом реакции Е° сле­дующим образом:

При комнатной температуре уравнения переходят в уравнения:

Чем больше стандартный потенциал реакции, тем выше ее константа равновесия и тем больше глубина протекания реак­ции. Е = Е₁^о – Е₂^о ≥ 0,5/n