Равновесие в гетерогенных системах, произведение растворимости

Ионное произведение воды. Водородный показатель

Вода – очень слабый амфотерный электролит: Н₂0 Н⁺ + ОН‾ при 24°С=1,6∙10‾⁹

Подставляя в уравнение К_дисс [Н₂O]=[Н⁺]∙[0Н^-] концентрацию воды, которая вычисляется из соотношения [Н₂O] =1000/18 = 55,5 моль/л, получаем выражение для константы воды: 1,8∙10^-16∙55,5 = [Н⁺]∙[0Н^-] = 1∙10^-14=КН₂О,

где КН₂О=1∙10^-14 - ионное произведение воды; КН₂О зависит от температуры, с повышением температуры КН₂О увеличивается, т.е. диссоциация Н₂0 происходит с поглощением тепла.

КН₂О – постоянна не только для Н₂О, но и для разбавленных водных растворов любых веществ [Н⁺]=[0Н^-]=√КН₂О=10^-7моль/л.

Пользуясь КН₂О, можно выразить любую реакцию среды через концентрацию ионов водорода. Нейтральный раствор [Н⁺]=[0Н^-]=10^-7моль/л. Кислый раствор [Н⁺]>10^-7моль/л. Щелочной раствор [Н⁺]<10^-7моль/л.

Количественное обозначение реакции среды можно упростить, если ввести водородный показатель pH и гидроксильный показатель pОH, тогда

pH= -lg[Н⁺]; pОH= -lg[0Н^-]. Нейтральная среда pH=7; pОH=7. Кислая средаpH<7; pОH>7. Щелочная среда pH> 7; pОH<7.

Примером гетерогенной системы может служить насыщенный раствор
труднорастворимого соединения, находящегося в равновесии с твердой фазой. К труднорастворимым веществам относятся многие электролиты - соли, основания (чаще всего амфотерные), некоторые кислоты
(H₂SiO₃; β-H₂SnO₃ и др.). Так, труднорастворимы галогениды
серебра, сульфаты бария и стронция, карбонаты бария и кальция. Сульфиды металлов, за исключением сульфидов натрия и аммония,
характеризуются очень малой растворимостью. Вследствие малой растворимости раствор труднорастворимого электролита становится насыщенным при очень малых концентрациях растворенного вещества.
Между твердой фазой и раствором электролита устанавливается равновесие, например, AgCl Ag⁺+CI^-

твердая насыщенный

фаза раствор

В единицу времени в насыщенный раствор переходит столько ионов, сколько их вновь переходит в осадок. Это состояние равновесия характеризуется величиной константы равновесия

Концентрация твердой фазы – величина постоянная, т.е. [AgCl]_тв= const, следовательно, [Ag⁺][Cl^-] также величина постоянная, называемая произведением растворимости (ПР): ПР_AgCI=[Ag⁺]∙[CI^-].

Таким образом, в насыщенном растворе труднорастворимого соединения произведение концентраций его ионов при данной температуре
есть величина постоянная. При написании ПР необходимо учитывать
стехиометрические коэффициенты в уравнении диссоциации соединения, например: ПРAg₂CrO₄=[Ag⁺]²[CrO₄^2-]; ПРAg₃PO₄=[Ag⁺]³[PO₄^3-];: ПРAg₂S₃=[Ag⁺]²[S^2-]³.

В общем виде для системы К_mAn↔mkⁿ+ nAⁿ, ПР выразится следующим образом: ПР_KmAn=[Kⁿ⁺]^m[A^m-]ⁿ.

Из понятия ПР вытекает условие образования и растворения осадков. Если [Kⁿ⁺]^m[A^m-]ⁿ= ПР_KmAn, система находится в равновесии.

Если [Kⁿ⁺]^m [A^m-]ⁿ>ПР_KmAn или [Kⁿ⁺]^m [A^m-]ⁿ<ПР_KmAn, система стремится к новому состоянии равновесия_, приводящему в первом случав к выпадению осадка, во втором - к его растворению. Эти процессы будут происходить до
тех пор, пока не будут достигнуты ионные концентрации, соответствующие величине произведения растворимости. В таблице 4 приведены
примеры некоторых труднорастворимых веществ.

Таблица 4

Произведение растворимости некоторых труднорастворимых веществ

Вещество	ПР	Вещество	ПР
CuS	6,3∙10^-36	α- ZnS	1,6∙10^-24
Cu2S	25∙10^-48	β - ZnS	2,5∙10^-22
HgS	3∙10^-52	ZnSe	1∙10^-21

Дата добавления: 2014-11-16