КАТЕГОРИИ: Архитектура-(3434)Астрономия-(809)Биология-(7483)Биотехнологии-(1457)Военное дело-(14632)Высокие технологии-(1363)География-(913)Геология-(1438)Государство-(451)Демография-(1065)Дом-(47672)Журналистика и СМИ-(912)Изобретательство-(14524)Иностранные языки-(4268)Информатика-(17799)Искусство-(1338)История-(13644)Компьютеры-(11121)Косметика-(55)Кулинария-(373)Культура-(8427)Лингвистика-(374)Литература-(1642)Маркетинг-(23702)Математика-(16968)Машиностроение-(1700)Медицина-(12668)Менеджмент-(24684)Механика-(15423)Науковедение-(506)Образование-(11852)Охрана труда-(3308)Педагогика-(5571)Полиграфия-(1312)Политика-(7869)Право-(5454)Приборостроение-(1369)Программирование-(2801)Производство-(97182)Промышленность-(8706)Психология-(18388)Религия-(3217)Связь-(10668)Сельское хозяйство-(299)Социология-(6455)Спорт-(42831)Строительство-(4793)Торговля-(5050)Транспорт-(2929)Туризм-(1568)Физика-(3942)Философия-(17015)Финансы-(26596)Химия-(22929)Экология-(12095)Экономика-(9961)Электроника-(8441)Электротехника-(4623)Энергетика-(12629)Юриспруденция-(1492)Ядерная техника-(1748) |
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+ +2PO43- Û Ca3(PO4)2 (т) ; ПР= [Ca2+ ]3[PO43- ]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: СА+СВ-> ПР (осадок выпадает), (7) где - СА+ и СВ- - концентрации ионов А+ и В- в растворе электролита. Если условие выпадения осадка не выполняется, т.е. СА+СВ-< 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/ abba. (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; Просмотров: 630; Нарушение авторских прав?; Мы поможем в написании вашей работы! Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет |