- •Теоретические основы химии
- •Основные понятия и законы химии Атомно - молекулярное учение.
- •Закон сохранения массы веществ
- •Составление химических уравнений
- •Расчеты по химическим уравнениям
- •Закон постоянства состава
- •Закон кратных отношений
- •Закон объемных отношений
- •Закон Авогадро и молярный объем газа
- •Следствия.
- •Закон эквивалентов
- •Основные классы неорганических
- •2. Разложение некоторых кислородсодержащих веществ (оснований, кислот, солей) при нагревании:
- •Основания
- •Получение оснований
- •Химические свойства оснований
- •Кислоты
- •Классификация кислот
- •Химические свойства кислот
- •Получение кислот
- •Средние соли
- •Химические свойства солей
- •Кислые соли
- •Графическое изображение формул
- •Энергетика химических реакций
- •Химическое равновесие. Константа химического равновесия
- •Энтропия
- •Энергия Гиббса направленность химических процессов
- •Примеры термодинамических расчетов
- •Полученные значения h и s характеризуют процесс испарения SnBr2. Процесс эндотермический, испарение требует нагревания. При испарении энтропия увеличивается.
- •Химическая кинетика. Скорость химической реакции
- •Молекулярность элементарных реакций
- •Уравнение Аррениуса
- •Катализ
- •Смещение химического равновесия
- •3 Влияние температуры на положение равновесия
- •Фазовые равновесия
- •Основные характеристики растворов
- •Растворимость газов в газах
- •Растворимость газов в жидкостях
- •Взаимная растворимость жидкостей
- •Растворимость твердых веществ в жидкостях
- •Растворы неэлектролитов
- •1. Давление насыщенного пара разбавленных растворов
- •2. Давление пара идеальных и реальных растворов
- •3. Температура кристаллизации разбавленных растворов
- •4. Температура кипения разбавленных растворов
- •5. Осмотическое давление разбавленных растворов
- •6. Понятие активности растворенного вещества
- •Слабые электролиты. Константа диссоциации
- •Сильные электролиты
- •PН растворов
- •Произведение растворимости
- •Гидролиз солей
- •Количественные характеристики процесса гидролиза соли.
- •Комплексные соединения
- •Направленность реакций в растворах электролитов
- •Протонная теория Брёнстеда-Лоури
- •В случае взаимодействия нейтральных молекулпродукт реакции (например bf3∙nh3) часто называют аддуктом.
- •Теория сольвосистем
- •Металлы, как типичные восстановители, окисляются до соединений, содержащих атомы металлов в более высоких степенях окисления, в зависимости от природы металла и характера среды:
- •Электродные потенциалы
- •Гальванические элементы
- •Электролиз
- •Законы электролиза
- •Примеры электролиза Расплавы
- •Растворы
- •Хими́ческие исто́чники то́ка
- •Коррозия металлов и методы защиты металлов от коррозии
- •Электрохимическая коррозия
- •Защита металлов от коррозии
- •Строение атома
- •Волновое уравнение. Квантовомеханическое объяснение строения атома
- •Электронная структура атомов и периодическая система элементов
- •Структура периодической системы элементов д.И. Менделеева.
- •Периодичность свойств химических элементов и их соединений
- •Ковалентная связь. Метод валентных связей
- •Способы образования ковалентной связи
- •Гибридизация атомных орбиталей
- •Метод молекулярных орбиталей
- •Ионная связь
- •Водородная связь
- •Квантовомеханические теории строения комплексных соединений
- •1. Теория валентных связей
- •2. Гибридизация орбиталей и структура комплексов
- •3. Теория кристаллического поля.
- •4. Цветность комплексных соединений
Произведение растворимости
Растворение твердых электролитов прекращается, когда образуется насыщенный раствор, в котором устанавливается гетерогенное равновесие между твердой фазой и перешедшими в раствор ионами. Например:
[CaSO4] {Ca2+} + {SO42–} (1)
В выражение константы этого гетерогенного равновесия не входит концентрация твердой фазы
K = C(Ca2+)∙(SO42–)
В насыщенном растворе твердого электролита произведение концентраций его ионов есть величина постоянная при данной температуре. Она называется произведением растворимости.
ПР(CaSO4) = C(Ca2+)∙(SO42–)
Если молекула электролита содержит несколько одинаковых ионов, то концентрации этих ионов, согласно закону действующих масс, должны быть возведены в соответствующие степени. Например:
[PbI2]{Pb2+} + 2{I–}
ПР(PbI2) = C(Pb2+)∙C(I–)2
Зная произведения растворимости, можно решать вопросы, связанные с образованием или растворением осадков при химических реакциях. Например, пусть диссоциация соли АВ происходит на два иона:
АВА+ + В–
Обозначив растворимость через s (моль/л), получим C(A+)= C(B‑) =s, ПР=s2. На практике чаще возникает обратная задача определения растворимости. Для соли, диссоциирующей на два иона, . Значения ПР можно найти вхимических справочниках, справочные величины табулируются обычно при 298К. Например, ПР(AgCl)=1,56∙10–10, ПР(AgBr)=4,4∙10–13, ПР(BaSO4)=1,1∙10–10, ПР(HgS)=4∙10–53. Если соль имеет общую формулу AB2, то она диссоциирует по уравнению:
AB2A2+ + 2 B–
В этом случае C(A2+)=s, C(B–)=2s, ПР= s (2s)2=4s3, .
Если фактическое произведение концентраций (ПС) ионов в некотором растворе превышает значение произведения растворимости, т.е. ПС>ПР, то раствор является пересыщенным, и из него выпадает осадок. Условие растворения осадка (ненасыщенности раствора): ПС<ПР. Оба процесса идут с одинаковой скоростью, и система приходит в состояние равновесия при ПС=ПР (насыщенный раствор).
ПРИМЕР 1. Вычислить массу хромата серебра, находящуюся в его насыщенном растворе объемом 1 л. ПР(Ag2CrO4) = 4,05·10-12.
РЕШЕНИЕ. Равновесие растворимости в насыщенном растворе Ag2CrO4:
[Ag2CrO4] + aq 2{Ag+}aq + { CrO42-}aq .
ПР = С2Ag+·СCrO42- = 4,05·10-12.
Пусть Со (Со = s) – концентрация насыщенного раствора Ag2CrO4. Соль Ag2CrO4 – сильный электролит, α ≈ 1.
СAg+ = Со·α·n = 2Со; СCrO42-= Со, так как α = 1, n = 1.
Получаем ПР = (2Со)2·Со = 4Со3, откуда Со = 3√4,05·10-12/4 = 1,004·10-4 моль/л.
Поскольку Со = m/М·V,
m(Ag2CrO4) = Со·М ·V = 1,004 ·10-4· 332 · 1 = 3,3·10-2г.
Полученные данные позволяют вычислить объем воды, необходимый для растворения определенной навески соли.
ПРИМЕР 2. Вычислить объем воды, необходимый для растворения 50 мг хромата серебра.
РЕШЕНИЕ. Воспользуемся результатами, полученными в примере 1, согласно которым в 1 л насыщенного раствора Ag2CrO4 содержится 3,3·10-2г Ag2CrO4. При такой низкой концентрации соли объем насыщенного раствора практически равен объему воды. Таким образом,
в 1 л воды растворяется 3,3·10-2г Ag2CrO4,
в х л воды растворяется 0,05г Ag2CrO4.
х = 0,05/0,033 = 1,52л.
Если в равновесную систему (1), содержащую в растворе ионы My+, Ax- и твердую фазу МхАy, ввести электролит, имеющий в составе либо My+, либо Ax-, то это, в соответствии с принципом Ле Шателье, приведет к образованию дополнительного количества осадка. Следовательно, присутствие одноименного иона понижает растворимость малорастворимого электролита. Величина ПР, как всякая константа равновесия, зависит только от природы электролита и температуры и не изменяется с изменением концентраций ионов в насыщенном растворе.
ПРИМЕР 3. Определить растворимость хлорида серебра в чистой воде и в 0,1М растворе хлорида натрия. ПР(AgCl) = 1,56·10-10.
РЕШЕНИЕ. В насыщенном растворе AgCl устанавливается равновесие:
[AgCl] + aq {Ag+}aq + { Cl-}aq ; α = 1 (3).
ПР = СAg+·СCl- = 1,56·10-10.
При отсутствии других электролитов в системе концентрации ионов Ag+ и Cl- одинаковы: СAg+ = СCl- = Со. ПР = СAg+·СCl- = Со2.
Растворимость AgCl в чистой воде:
Со =√ПР = √1,56·10-10 = 1,25·10-5 моль/л.
Увеличение концентрации ионов Cl‑ за счет введения в раствор NaCl приведет к смещению равновесия (3) влево, к уменьшению концентрации ионов Ag+ за счет образования дополнительного количества осадка. Равновесная концентрация ионов Cl‑будет слагаться из концентрации ионов Cl‑ за счет диссоциации растворенной части AgCl и ионов Cl-, образующихся за счет диссоциации NaCl: =(изAgCl) + (изNaCl). Хлорид натрия хорошо растворим и является сильным электролитом: NaCl → Na+ = Cl‑ ; α = 1. Концентрацией Cl‑, образующихся за счет равновесия (3) можно пренебречь, так как она незначительна в сравнении с концентрацией Cl‑, образующихся при диссоциации: (изAgCl) << (изNaCl). При растворении AgCl в 0,1 М растворе NaCl произведение растворимости AgCl не изменится.
Обозначим растворимость AgCl в 0,1 М растворе NaCl через С1 (моль/л). Тогда СAg+ = С1·α = С1.
ПР = С1· 0,1 = 1,56·10-10.
С1 == 1,56·10-9 моль/л.
Значение С1 значительно меньше Со.
Значения ПР используются также для определения условий образования осадков. Рассмотрим возможность образования осадка МхАy:
x{My+}aq + y{Ax-}aq [МхАy].
Обозначим произведение произвольно выбранных концентраций ионов, входящих в выражение константы равновесия как ПС:
ПС = СхMy+·СуAx- .
Условием образования в системе осадка является неравенство ПС МхАy > ПР МхАy, т.е. осадок выпадает в том случае, когда произведение концентраций ионов, образующих малорастворимый электролит, в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, будет больше произведения растворимости. При ПС МхАy < ПР МхАy осадок в системе не образуется.
ПРИМЕР 4. Будет ли выпадать осадок при смешивании 100 мл 0,02М раствора нитрата свинца с 200 мл 0,2н. раствора соляной кислоты.
РЕШЕНИЕ. В осадок может выпасть малорастворимый PbCl2. В исходных растворах концентрация ионов Pb2+ = 0,02моль/л, CCl- = 0,2 моль/л. При смешивании растворов концентрация ионов Pb2+ уменьшится в 3 раза и составит 0,02/3 = 0,0067 моль/л, CCl- =0,2·2/3 = 0,133 моль/л, поскольку раствор, содержащий Cl- ионы разбавили от 200 до 300 мл.
ПС PbCl2= СPb2+·С2Cl- = 0,0067 · (0,133)2 = 1,19·10-4.
ПР PbCl2 = 2,12·10-5. ПСPbCl2 > ПРPbCl2. Осадок выпадает