Произведение растворимости при повышении температуры увеличивается

Произведение растворимости малорастворимого сильного электролита есть произведение равновесных молярных концентраций катионов и анионов этого электролита в насыщенном водном растворе.

Для электролита более сложного состава A _a B _b произведение растворимости выражается следующим образом:

a А ^{b +} + b В ^{a -} Û A _a B _b (5)

ПР=[А ^{b +}] ^a [В ^{a -}] ^b. (6)

Пример. Для ортофосфата кальция:

3Ca²⁺ +2PO₄^3- Û Ca₃(PO₄)_{2 (т)} ; ПР= [Ca²⁺ ]³[PO₄^3- ]² (25⁰C)

Если в растворе концентрация электролита выше значения ПР, то избыточное количество вещества выпадает в осадок. Поэтому условием выпадения осадка для электролита АВ будет соотношение:

С_А+С_В-> ПР (осадок выпадает), (7)

где - С_А+ и С_В- - концентрации ионов А⁺ и В^- в растворе электролита.

Если условие выпадения осадка не выполняется, т.е.

С_А+С_В-< ПР, (8)

то осадок малорастворимого вещества не образуется.

Между произведением растворимости и растворимостью L (моль/л) малорастворимого электролита существует взаимосвязь. Для электролита АВ она имеет следующее математическое выражение:

А⁺ + В^- Û АВ_(т); ПР =[А⁺][В^-]

[А⁺]=[В^-]=L

ПР =[А⁺][В^-]=L² или

L=ÖПР (9)

Пример. Растворимость хлорида серебра (I) при 25⁰C составляет:

Аg⁺ + Cl Û АgCl_(т); ПР =1,8*10^-10,

L=ÖПР=Ö1,8*10^-10=1,3*10^-5 моль/л.

Очевидно, что концентрация обоих ионов также равна 1,3*10^-5 моль/л.

Аналогично, для электролитов типа A ₂ B или AB ₂ взаимосвязь между ПР и L следующая:

₃

L=ÖПР/4. (10)

В общем виде выражение растворимости для малорастворимого сильного электролита A _a B _b имеет вид:

_a+b

L=ÖПР/ a^bb^a. (11)

Поскольку из одной формульной единицы электролита образуется несколько ионов А ^{b +} и В ^{a -} (a и b соответственно), то

[А ^{b +}]= a L и [В ^{a -}]= b L.

Как и всякая константа равновесия величина ПР зависит от температуры, т.к. растворимость вещества (концентрация насыщенного раствора) изменяется при повышении или понижении температуры.

Для малорастворимых сильных электролитов, растворимость которых с ростом температуры увеличивается,

4.2. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ.

4.2.1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ОПРЕДЕЛЕНИЯ

Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, в результате которых изменяюется степень окисленности элементов.

Окисленность – неравномерность распределения электронов между атомами в соединениях.

- Элемент, электроны которого смещаются к атомам другого элемента (полностью в случае ионной связи и частично в случае ковалентной полярной), проявляет положительную окисленность.

- Элемент, к атомам которого смещаются электроны атома другого элемента, проявляет отрицательную окисленность.

Степень окисленности (с.о.) – число электронов, смещённых от одного атома данного элемента (при положительной окисленности) или к одному атому данного элемента (при отрицательной окисленности).

В простых веществах степень окисленности всегда равна 0.

В химических соединениях некоторые элементы проявляют всегда одну и ту же степень окисленности, но для большинства элементов она в различных соединениях различна.

Для элементов с непостоянной степенью окисленности её значение можно подсчитать, зная формулу соединения и учитывая, что сумма с.о. всех атомов в молекуле равна 0.

В окислительно-восстановительных реакциях степень окисленности элементов изменяется.

Пример:

При окислении Mg молекулярным каждый атом Mg передаёт 2 валентных электрона атому О.

Таким образом, в соответствии с теорией электронного строения атома окислительно-восстановительные реакции интерпретируются как процессы отдачи и приёма электронов. Электроны не уходят из сферы реакции, а переносятся от одного элемента (восстановителя) к другому (окислителю).

Окислительно-восстановительную реакцию можно представить в виде двух полуреакций.

Полуреакция окисления (отдача электронов):

Полуреакция восстановления (приём электронов):

Число электронов, отдаваемых молекулами (атомами, ионами) восстановителя, равен числу электронов, присоединяемых молекулами (атомами, ионами) окислителя. В рассмотренном примере 1 молекула кислорода - окисляет 2 атома магния - .

Окисление – это процесс отдачи электронов.

Восстановление – это процесс приёма электронов.

Окислитель – вещество, которое принимает электроны и при этом восстанавливается. Степень окисления при этом понижается. (с.о. )

Восстановитель – вещество, которое отдаёт электроны и при этом окисляется. Степень окисления при этом возрастает. (с.о. )

ВОССТАНОВИТЕЛИ

1) Среди элементарных веществ – активные металлы и некоторые неметаллы.

К отдаче электронов склонны атомы элементов, у которых во внешнем электронном слое содержится малое число электронов.

При отдаче этих электронов устойчивый внутренний электронный слой становится внешним.

(Mg - 2e: 2 - внутренний слой стал внешним)

8 электронов образуют устойчивый октет.

Следовательно, восстановителями являются:

- активные металлы: щелочные, щелочноземельные, Al, Zn, Fe и другие

- некоторые неметаллы: , C (в виде угля или кокса), P, Si

.

2) Бескислородные кислоты (HCl, HBr, ) и их соли.

Носителями восстановительной функции являются анионы. Окисляясь, они образуют элементарные вещества.

В ряду галогенид–ионов восстановительные свойства возрастают от до .

.

3) Гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, содержащие ион .

Окисляются до .

.

4) Ионы металлов, находящиеся в низшей степени окислен ия (и другие).

Способны увеличивать с.о.. при взаимодействии с окислителем.

.

4.2.2. ВАЖНЕЙШИЕ ОКИСЛИТЕЛИ.

1) Среди элементарных веществ – типичные неметаллы.

К приему электронов склонны атомы элементов, которым не хватает лишь небольшого числа электронов для образования устойчивого внешнего электронного слоя.

Это типичные неметаллы: галогены в свободном виде .

Галогены восстанавливаются до -1: .

Кислород восстанавливается до -2: .

Дата добавления: 2014-01-06