Методические указания для выполнения самостоятельной работы студентами специальностей 260202 «Технология хлеба, кондитерских и макаронных изделий» (стр. 6 из 12)

(вторая ступень).

Средняя соль нитрат меди растворяется в воде, является сильным электролитом и диссоциирует с образованием положительного иона металла и отрицательного иона кислотного остатка:

Cu(NO₃)₂

Cu²⁺ + 2NO₃^-.

Кислая соль гидрофосфат кальция диссоциирует ступенчато:

Са(Н₂РО₄)₂

Са²⁺ + 2Н₂РО₄^-; (первая ступень),

Н₂РО₄^-

Н⁺ + HPO₄^2- (вторая ступень),

НРО₄^2-

Н⁺ + PO₄^3- (третья ступень).

Однако степень электролитической диссоциации уже по второй ступени очень мала, поэтому раствор кислой соли содержит лишь незначительное число ионов водорода.

Основная соль гидроксохлорид алюминия диссоциирует с образованием основных и кислотных остатков:

АlOНCl₂

А1ОН²⁺+2Сl^-.

Диссоциация ионов основных остатков на ионы метала и гидроксогруппы почти не имеет места.

Вопросы для самоконтроля

1. Электролитами называют вещества…

2. Электролитической диссоциацией называется процесс…

3. Причиной электролитической диссоциации является интенсивное…

4. К сильным электролитам относятся, например

кислоты

гидроокиси…

соли…

5. К слабым электролитам относятся, например,

кислоты…

гидроокиси…

6. Напишите уравнения электролитической диссоциации

(NH₄)₂Fe(SO₄)₂, H₂SO₃, NaH₂PO₄, Ca(OH)₂.

Назовите вещества.

Изучив материал « Растворы электролитов», вы должны знать:

- механизм процесса электролитической диссоциации;

- электролиты сильные, средней силы, слабые;

- закономерности диссоциации слабых электролитов;

уметь:

- записывать уравнения электролитической диссоциации веществ электролитов.

- определять, какие ионы могут быть в растворе того или иного электролита.

Тема 4. Произведение растворимости трудно растворимых веществ

1. Гетерогенные равновесия. Понятие о произведении растворимости
2. Вычисление произведения растворимости малорастворимого электролита по его растворимости
3. Вычисление растворимости электролита в воде по известному произведению растворимости

1. Гетерогенные равновесия

Понятие о произведении растворимости

Закон действующих масс применим как к гомогенным, так и к гетерогенным системам. Рассмотрим гетерогенные системы, например, насыщенные растворы, соприкасающиеся с осадком того или иного вещества.

Рассмотрим системы, в которых контактируют осадок и раствор того или иного вещества. Насыщенный раствор и осадок отделены друг от друга поверхностью раздела и являются фазами гетерогенной системы.

При соприкосновении с водой какого-либо малорастворимого электролита, например, сульфата бария BaSO₄, ионы Ва²⁺ и SO₄^2– под действием диполей воды переходят с поверхности кристаллов в раствор. Одновременно начнется и обратный процесс – осаждение BaSO₄, ионы Ва²⁺ и SO₄^2– в растворе могут сталкиваться с поверхностью кристаллов BaSO₄ и осаждаться (выделяться) под влиянием притяжения других ионов. Постепенно скорость растворения вещества уменьшается, а скорость противоположного процесса – осаждения – увеличивается, что и приводит к состоянию динамического равновесия, при котором число ионов Ва²⁺ и SO₄^2–, уходящих в единицу времени с поверхности твердой фазы, равно числу ионов, возвращающихся на эту поверхность. Таким образом получается насыщенный раствор сульфата бария, в котором больше не наблюдается ни уменьшения количества твердой фазы, ни накопления ионов Ва²⁺ и SO₄^2–.

К насыщенному раствору, как равновесной системе, применим закон действующих масс. Если скорость растворения v₁ показывает число ионов Ва²⁺ и SO₄^2–, уходящих за определенное время с поверхности твердой фазы в раствор, то скорость должна быть прямо пропорциональна числу этих ионов на единице поверхности. Однако при уменьшении общего количества твердой фазы (в процессе растворения) расположение ионов на ее поверхности остается неизменным. Поэтому можно допустить, что скорость растворения твердой фазы остается постоянной и равной некоторой величине K₁: v₁ = K₁.

Скорость противоположного процесса – осаждения – v₂ определяется числом столкновений ионов Ва²⁺ и SO₄^2– с единицей поверхности кристаллов BaSO₄ за то же время. Очевидно, она будет тем больше, чем выше концентрация ионов Ва²⁺ и SO₄^2– в растворе. Отсюда v₂ = K₂[Ba²⁺][SO₄^2–], величина постоянная при неизменной температуре.

Но в насыщенном растворе скорости обоих процессов равны: v₁ = v₂. Поэтому можно написать:

K₂[Ba²⁺][SO₄^2–] = K₁ или [Ba²⁺][SO₄^2–] = K₁ / K₂.

Отношение двух постоянных величин K₁ / K₂ – величина постоянная, которую принято обозначать ПР(BaSO₄).

Величина ПР количественно характеризует свойство малорастворимого электролита растворяться и называется произведением растворимости. Отсюда следует правило: как бы не изменялись концентрации отдельных ионов в насыщенном растворе малорастворимого электролита, произведение их (при неизменной температуре) остается постоянной величиной.

В общем случае малорастворимый электролит диссоциирует по уравнению:

K_nA_m

nK^m+ + mA^n–.

Тогда правило произведения растворимости получает такое математическое выражение:

[K^m+]ⁿ[A^n–]^m = ПР (K_nA_m),

где [К^m+] и [А^n–] — равновесные концентрации катионов и анионов, образующихся при диссоциации электролита K_nA_m;

n и m степени, в которые необходимо возвести концентрации ионов.

Например:

ПР (Ba₃(PO₄)₂) = [Ba²⁺]³[PO₄^3–]².

По степени насыщения различают растворы ненасыщенные, насыщенные и перенасыщенные.

Для ненасыщенного раствора ПР (Ba₃(PO₄)₂) > [Ba²⁺]³[PO₄^3–]².

Для насыщенного раствора ПР (Ba₃(PO₄)₂) = [Ba²⁺]³[PO₄^3–]².

Для перенасыщенного раствора ПР (Ba₃(PO₄)₂) < [Ba²⁺]³[PO₄^3–]².

Численные величины ПР некоторых малорастворимых электролитов приводятся в специальных таблицах, для сравнение растворимости мало растворимых электролитов используют значения ПР.

Например:

ПР (AgCl)=1.78*10^-10, а ПР AgI = 8.3*10^-17.

Растворимость AgCl больше чем AgI (1.78*10^-10> 8.3*10^-17)

2. Вычисление произведения растворимости малорастворимого электролита по его растворимости

Зная растворимость какого-либо малорастворимого электролита, можно вычислить его произведение растворимости, а по значению произведения растворимости электролита — растворимость этого электролита в воде и в растворе, содержащем одноименный ион.

Для вычисления произведения растворимости данного электролита по известной растворимости его следует:

1) составить схему диссоциации электролита, произведение
растворимости которого нужно вычислить;

2) выразить произведение растворимости электролита через произведение концентраций его ионов;

3) вычислить растворимость вещества в моль/дм³;

4) пользуясь уравнением диссоциации и значением растворимости, полученной по п. 3, вычислить равновесную концентрацию каждого иона;

5) подставить значение концентрации ионов, найденной по п. 4, в выражение произведения растворимости (п. 2) и произвести необходимые вычисления.

Пример 1. Вычислить произведение растворимости СаСОз, если при 20°С в 1 л насыщенного раствора содержится 6,9 мг=6,9-10^-3 г СаСОз. Решение.

1. Уравнение диссоциации

СаСО₃

Са²⁺CО₃.

2.Выражение произведения растворимости

ПР = [Са²⁺] [СО^2-].

3. Для вычисления растворимости СаСОз (в моль/дм³) находим значение 1 моля СаСОз: он равен 100,09 г. Отсюда растворимость СаСОз равна

.

3. При диссоциации каждого моля СаСОз образуется 1 г-ион Са²⁺ и 1 г-ион СО₃^2-. Следовательно, ионы Са²⁺ и СОз²" находятся в растворе в одинаковой концентрации, равной растворимости соли:

[Са²⁺] = 6,9-

10-⁵ г-ион/дм³ и [СОз²-] = 6,9-10-⁵ г-ион/дм³.

4. Подставив значение концентраций ионов Са²⁺ и СОз^2- в выражение произведения растворимости, получим

ПР_СаСОз = 6,9 ∙ 10^-5 ∙ 6,9 ∙ 10^-5 = 47,61 ∙ 10^-10 = 4,8∙ 10^-9.

3. Вычисление растворимости электролита в воде по известному произведению растворимости

Чтобы произвести соответствующие расчеты, следует:

1) составить уравнение диссоциации вещества, растворимость которого требуется вычислить;