Глава ВОДА, VII РАСТВОРЫ 4 страница

К =

С (1 - а)

Это уравнение выражает закон р а з б а в л е н и я Оствальда. Оно дает возможность вычислять степень диссоциации при различ­ных концентрациях электролита, если известна его константа дис­социации. Пользуясь этим уравнением, можно также вычислить константу диссоциации электролита, зная его степень диссоциации при тон или иной концентрации.

Для растворов, в которых диссоциация электролита очень мала, уравнение закона Оствальда упрощается. Поскольку в таких случаях а <С 1, то величиной а в знаменателе правой части урав­нения можно пренебречь. При этом уравнение принимает вид: К = а²С или и as V К/С

Это уравнение наглядно показывает связь, существующую ме­жду концентрацией слабого электролита и степенью его диссоциа­ции: степень диссоциации возрастает при разбавлении раствора.

Полученный вывод вытекает из природы явления диссоциации. Как всякое химическое равновесие, равновесие в растворе слабого электролита является динамическим, т. е. при его установлении протекают с равными скоростями два процесса: процесс диссоциа­ции и обратный ему процесс образования молекул из ионов. При этом разбавление раствора не препятствует первому из этих про­цессов— диссоциации. Однако процесс образования молекул из ионов в результате разбавления затрудняется: для образования молекулы должно произойти столкновение ионов, вероятность ко­торого с разбавлением уменьшается.

Таблица 12. Константы диссоциации некоторых слабых электролитов в водных растворах при 25 "С

Э "1ектро.	ИТ	Константа диссоциации	Электролит	Константа диссоциации
название	формула	название	формула
Азотистая	н>.:о2	4- Ю-^4	Угольная	Н2С03	к, = 4,5- Ю-^7
кислота			кислота		К2 = 4,7- 10-Ч.
Перохснд во­	н2о2	К! ~ Ю-^12	Уксусная	СНзСООН	2- Ю-^5
дорода	К, s; Ю^-25	кислота
Кпсншевая	H2Si03	Ki = ю-^10	Фторо водо­	HF	7- Ю-^4
кислота	Ki=10-^|!	род
Сернистая	H3S03	К, = 2- 10"^2	Циановодо-	HCN	8- 10-'°
кислота		К2 = 6- ю-^8	род
Сероводород	H2S	к, = 6- ю-^8	(синильная
		к2= ю-^14	кислота)
Ортофосфор-	Н3РО4	к, =8 - Ю-^3	Гидроксид	NH4OH	2-Ю-^5
ная кислота		к2 = 6 - ю^-8	аммония
		Кз = Ы0-'^2

В табл. 12 приведены значения констант диссоциации некото­рых слабых электролитов.

86. Сильные электролиты. В водных растворах сильные элек­тролиты обычно полностью диссоциированы. Поэтому число ионов в них больше, чем в растворах слабых электролитов той же кон­центрации. И если в растворах слабых электролитов концентрация ионов мала, расстояния между ними велики и взаимодействие ионов друг с другом незначительно, то в не очень разбавленных растворах сильных электролитов среднее расстояние между иона­ми вследствие значительной концентрации сравнительно мало. На­пример, в насыщенном растворе хлорида натрия среднее расстоя­ние между ионами всего только в 2 раза больше, чем в кристаллах NaCl. При этом силы межионного притяжения и отталкивания до- еольно велики. В таких растворах ионы не вполне свободны, дви­жение их стеснено взаимным притяжением друг к другу. Благо­даря этому притяжению каждый ион как бы окружен шаро­образным роем противоположно заряженных ионов, получившим название «ионной атмосферы».

В отсутствие внешнего электрического поля ионная атмосфера симметрична и силы, действующие на центральный ион, взаимно уравновешиваются. Если же приложить к раствору постоянное электрическое поле, то разноименно заряженные ионы будут пере­мещаться в противоположных направлениях. При этом каждый ион стремится двигаться в одну сторону, а окружающая его ион­ная атмосфера — в противоположную, вследствие чего направлен­ное перемещение иона замедляется, а следовательно, уменьшается число ионов, проходящих через раствор в единицу времени, т. е. сила тока. Чем больше концентрация раствора, тем сильнее про­является тормозящее действие ионной атмосферы на электриче­скую проводимость раствора. Значения степени диссоциации хло­рида калия, вычисленные при 18°С по электрической проводимо­сти его растворов, показывают, что с ростом концентрации ос падает:

Концентрация КС1, моль/л 0,01 0,1 1 2

а, % 94,2 86,2 75,6 71,2

Однако падение степени диссоциации объясняется не образова­нием молекул, а увеличением тормозящего действия ионной атмо­сферы. В связи с этим, определяемое по электрической проводи­мости (или другими методами) значение степени диссоциации сильных электролитов называется кажущейся степенью диссоциации.

Аналогично силы межионного притяжения и отталкивания влияют и на величину осмотического давления, которая, несмотря на полную диссоциацию, все же меньше, чем следовало бы ожи­дать при удвоенном, утроенном и большем числе частиц. Следова­тельно, все свойства раствора электролита, зависящие от концен­трации ионов, проявляются так, как если бы число ионов в рас­творе было меньше, чем это соответствует полной диссоциации электролита.

Для оценки состояния ионов в растворе пользуются величиной, называемой активностью.

Под активностью иона понимают ту эффективную, условную концентрацию его, соответственно которой он действует при хими­ческих реакциях. Активность иона а равна его концентрации С, умноженной на коэффициент активности /:

а — [С

Коэффициенты активное п; различных ионов различны. Кроме того, они изменяются при изменении условий, в частности, при из­менении концентрации раствора. В концентрированных растворах коэффициент активности обычно меньше единицы, а с разбавле­нием раствора он приближается к единице. Значение f, меньшее единицы, указывает на взаимодействие между ионами, приводящее к их взаимному связыванию. Если же коэффициент активности близок к единице, то это свидетельствует о слабом межионном взаимодействии. Действительно, в очень разбавленных растворах средние расстояния между ионами настолько велики, что действие межионных сил почти не проявляется.

В разбавленных растворах природа ионов мало влияет на значения их ко­эффициентов активности. Приближенно можно считать, что коэффициент актив­ности данного иона зависит только от его заряда и от ионной силы рас­твора /, под которой попимают полусумму произведений концентраций всех находящихся в растворе ионов па квадрат их заряда:

1 = Чг(С_хг\ + С,г²₂+... +С„4)

Вычислим, например, ионную силу раствора, содержащего 0,1 моль/л хло­рида натрия и 0,1 моль/л хлорида бария. Здесь концентрация ионов Na+(Ci) равна 0,1 моль/л, zi — 1; концентрация ионов Ba²⁺(Cj) равна 0,1 моль/л, z₂ = 2; общая концентрация хлорид-ионов (С₃) составляет 0,1+0,1-2 = ■= 0,3 моль/л, 2₃ = —1. Таким образом

/ = 1/₂ [0,1 • 1² + 0,1 -2² + 0,3(-1)²] = i/₂ (0,1 + 0,4 + 0,3) = 0,4

Таблица 13. Коэффициенты активности ионов f при различных ионных силах раствора

Ионная сила раствора I	За	ряд иона z	Ионная сила раствора I I	Заряд иона г
±1	±2	±3	±1	±2	±3
0,05	0,84	0,50	0,21	0,3	0,81	0,42	0,14
0,1	0,81	0,44	0,16	9-4	0,82	0,45	0,17
0,2	0,80	0,41	0,14	0,5	0,84	0,50	0,21

В табл. 13 приведены значения коэффициентов активности для ионов раз­ного заряда при различных ионных силах раствора, Пользуясь данными этой

таблицы, нетрудно, например, установить, что в упомянутом выше растворе коэффициенты активности однозарядных ионов Na+ и С1^- одинаковы и равны 0,82, а коэффициент активности двухзарядного иона Ва²+ равен 0,45.

Если пользоваться значениями активности, то законы химиче­ского равновесия можно применять и к сильным электролитам. В частности, при этом можно получить значения констант дис­социации сильных кислот. В выражении константы диссоциации вместо концентраций ионов и недиссоциированных молекул будут стоять их активности. Несмотря на некоторую формальность тако­го рода констант, они полезны, так как дают возможность сравни­вать друг с другом свойства сильных кислот. В табл. 14 приведены константы диссоциации некоторых сильных кислот, выраженные через активности.

Таблица 14. Константы диссоциации некоторых сильных кислот в водных растворах при 25 °С

Кислота	Формула	Константа диссоциации К
Азотная	н.\*о3	43,6
Бромоводород	ME г	10^э
Иодоводород	HI	10^п
Марганцовая	НМп04
Серная	II,S04	Ki = 1000: Kz = Ю-^2
Хлороводород	НС1	10^7

87. Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации. Рассмотрим в свете теории элек­тролитической диссоциации свойства веществ, которые в водных растворах проявляют свойства электролитов.

Кислоты. Для кислот характерны следующие общие свой­ства:

а) способность взаимодействовать с основаниями с образова­нием солей;

б) способность взаимодействовать с некоторыми металлами с выделением водорода;

в) способность изменять цвета индикаторов, в частности, вы­зывать красную окраску лакмуса;

г) кислый вкус.

При диссоциации любой кислоты образуются ионы водорода. Поэтому все свойства, которые являются общими для водных растворов кислот, мы должны объяснить присутствием гидратпро- ванных ионов водорода. Это они вызывают красный цвет лакмуса, сообщают кислотам кислый вкус и т. д. С устранением ионов во­дорода, например при нейтрализации, исчезают и кислотные свой­ства. Поэтому теория электролитической диссоциации определяет кислоты как электролиты, диссоциирующие в растворах с образо­ванием ионов водорода.

У сильны х к и с л о т, диссоциирующих нацело, свойства кис­лот проявляются в большей степени, у слабых — в меньшей. Чем лучше кислота диссоциирует, т. е. чем больше ее константа дис­социации, тем она сильнее.

Сравнивая данные, приведенные в табл. 12 и 14, можно заме­тить, что величины констант диссоциации кислот изменяются в очень широких пределах. В частности, константа диссоциации циановодорода много меньше, чем уксусной кислоты. И хотя обе эти кислоты — слабые, все же уксусная кислота значительно силь­нее циановодорода. Величины первой и второй констант диссоциа­ции серной кислоты показывают, что в отношении первой ступени диссоциации H2SO4 — сильная кислота, а в отношении второй — слабая. Кислоты, константы диссоциации которых лежат в интер­вале Ю^-4—Ю^-2, иногда называют кислотами средней силы. К ним, в частности, относятся ортофосфорная и сернистая кислоты (в отношении диссоциации по первой ступени).

Основания. Водные растворы оснований обладают следую­щими общими свойствами:

а) способностью взаимодействовать с кислотами с образова­нием солей;

б) способностью изменять цвета индикаторов иначе, чем их из­меняют кислоты (например, они вызывают синюю окраску лак­муса);

в) своеобразным «мыльным» вкусом.

Поскольку общим для всех растворов оснований является при­сутствие в них гидроксид-ионов, то ясно, что носителем основных свойств является гидроксид-ион. Поэтому с точки зрения теории электролитической диссоциации основания — это электролиты, дис­социирующие в растворах с отщеплением гидроксид-ионов.

Сила оснований, как и сила кислот, зависит от величины кон­станты диссоциации. Чем больше константа диссоциации данного основания, тем оно сильнее.

Существуют гидроксиды, способные вступать во взаимодействие и образовывать соли не только с кислотами, но и с основаниями. К таким гидроксндам принадлежит гидроксид цинка. При взаимо­действии его, например, с-соляной кислотой получается хлорид цинка

Zn(OH)₂ + 2НС1 = ZnCl₂ + 2Н₂0

а при взаимодействии с гидроксидом натрия—цннкат натрия: Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂Zn0₂ + 2Н₂0

Гидроксиды, обладающие этим свойством, называются амфо* терными г и д р о к с и д а м и, или амфотерными э л е к«тролитами. К таким гидроксндам кроме гидроксида цинка относятся гидроксиды алюмищш, хрома и некоторые другие.

Явление амфотерности объясняется тем, что в молекулах амфотсрных электролитов прочность связи между металлом и кис­лородом незначительно отличается от прочности связи между кис­лородом и водородом. Диссоциация таких молекул возможна, сле­довательно, по местам обеих этих связей. Если обозначить амфо- терный электролит формулой ROH, то его диссоциацию можно выразить схемой:

H⁺ + RCr ROH R⁺ + OH"

Таким образом, в растворе амфотерного электролита суще­ствует сложное равновесие, в котором участвуют продукты диссо­циации как по типу кислоты, так и по типу основания.

Явление амфотерностн наблюдается также среди некоторых органических соединений. Важную роль оно играет в биологиче­ской химии; например, белки—амфотерные электролиты.

Соли. Соли можно определить как электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные ионы, отличные от гядроксид-ионов. Таких ионов, которые были бы общими для вод­ных растворов всех солей, нет; поэтому соли и не обладают об­щими свойствами. Как правило, соли хорошо диссоциируют, и тем лучше, чем меньше заряды ионоз, образующих соль.

При растворении кислых солей в растворе образуются ка­тионы металла, сложные анионы кислотного остатка, а также ионы, являющиеся продуктами диссоциации этого сложного кис­лотного остатка, в том числе ионы Н+. Например, при растворении гидрокарбоната натрия диссоциация протекает согласно следую­щим уравнениям:

NaHC0₃ = Na⁺ + HCOJ Нсо₃- = И⁺ + СОГ

При диссоциации основных солей образуются анионы кис­лоты и сложные катионы, состоящие из металла и гидроксогрупп. Эти сложные катионы также способны к диссоциации. Поэтому в растворе основной соли присутствуют ионы ОН^-. Например, при растворении хлорида гидроксомагния диссоциация протекает со­гласно уравнениям:

MgOHCl = MgOH⁺ + СГ MgOH⁺ = Mg²⁺ + oir

Таким образом, теория электролитической диссоциации объяс­няет общие свойства кислот присутствием в их растворах ионов водорода, а общие свойства оснований — присутствием в их рас­творах гидроксид-ионов. Это объяснение не является, однако, общим. Известны химические реакции, протекающие с участием кислот и оснований, к которым теория электролитической диссо­циации неприменима, В частности, кислоты и основания могут, реагировать друг с другом, не будучи диссоциированы на ионы. Так, безводный хлороводород, состоящий только из молекул, легко реагирует с безводными основаниями. Кроме того, известны ве­щества, не имеющие в своем составе гидроксогрупп, но проявляю­щие свойства оснований. Например, аммиак взаимодействует с кислотами и образует соли (соли аммония), хотя в его составе нет групп ОН. Так, с хлороводородом он образует типичную соль — хлорид аммония:

NH₃ + НС! = ХН₄С1

Изучение подобного рода реакций, а также реакций, протекаю­щих в неводных средах, привело к созданию более общих пред­ставлений о кислотах и основаниях. К важнейшим из современных теорий кислот и оснований принадлежит протонная теория, выдвинутая в 1923 г.

Согласно протонной теории, кислотой является донор про­тона, т. е. частица (молекула или ион), которая способна отда­вать ион водорода — протон, а основанием — акцептор про­тона, т. е. частица (молекула или ион), способная присоединять протон. Соотношение между кислотой и основанием определяется схемой:

Основание + Протон Кислота

Связанные этим соотношением основание и кислота называются сопряженными. Например, ион HSO_t~ является основанием, сопряженным кислоте H2SO4.

Реакцию между кислотой и основанием протонная теория пред­ставляет схемой:

(Кислота), + (Оспование)₂ = (Кислота)а + (Основание),

Например, в реакции

НС1 + NH₃ = NH₄⁺ + СГ

ион CP — основание, сопряженное кислоте НС1, а ион NH₄^f — кислота, сопряженная основанию NH₃.

Существенным в протонной теории является то положение, что вещество проявляет себя как кислота или как основание в зависи­мости от того, с каким другим веществом оно вступает в реакцию. Важнейшим фактором при этом является энергия связи вещества с протоном. Так, в ряду NH₃ —Н₂0 — HF эта энергия макси­мальна для NH₃ и минимальна для HF. Поэтому в смеси с NH₃ вода функционирует как кислота, а в смеси с HF — как основание:

NH₃ + Н₂0 =» NH£ + ОН^-; HF + Н₂0 = F" + Н₃0⁺

88. Ионно-молекулярные уравнения. При нейтрализации любой сильной кислоты любым сильным основанием на каждый моль образующейся воды выделяется около 57,6 кДж теплоты: НС1 + NaOH = NaCl + Н₂0 +57,53 кДж

HN0₃ + КОН = KNO3 + н₂0 +57,61 кДж

Это говорит о том, что подобные реакции сводятся к одному процессу. Уравнение этого процесса мы получим, если рассмотрим подробнее одну из приведенных реакций, например, первую. Пере­пишем ее уравнение, записывая сильные электролиты в ионной форме, поскольку они существуют в растворе в виде ионов, а сла­бые •— в молекулярной, поскольку они находятся в растворе пре­имущественно в виде молекул (вода — очень слабый электролит, см. § 90):

Н⁺ + СГ + Na⁺ + ОН" = \⁷а⁺ + СГ + Н₂0

Рассматривая получившееся уравнение, видим, что в ходе реак­ции ионы Na+ и С1~ не претерпели изменений. Поэтому перепишем уравнение еще раз, исключив эти ионы из обеих частей уравнения. Получим:

Н⁺ + С1Г = н₂0

Таким образом, реакции нейтрализации любой сильной кислоты любым сильным основанием сводятся к одному и тому же про­цессу— к образованию молекул воды из ионов водорода и гидр- оксид-конов. Ясно, что тепловые эффекты этих реакций тоже должны быть одинаковы.

Строго говоря, реакция образования воды из ионов обратима, что можно выразить уравнением

Н⁺ + ОН~ Н₂0

Однако, как мы увидим ниже, вода — очень слабый электролит и диссоциирует лишь в ничтожно малой степени. Иначе говоря, равновесие между молекулами воды и ионами сильно смещено в сторону образования молекул. Поэтому практически реакция нейтрализации сильной кислоты сильным основанием протекает до конца.

При смешивании раствора какой-либо соли серебра с соляной кислотой или с раствором любой ее соли всегда образуется харак­терный белый творожистый осадок хлорида серебра: AgN0₃ + НС1 = AgClJ, + НХОз Ag₂S0₄ + CuCl₂ = 2AgCl_y -f CuS0₄

Подобные реакции также сводятся к одному процессу. Для того чтобы получить его ионно-молекулярное уравнение, перепи­шем, например, уравнение первой реакции, записывая сильные электролиты, как и в предыдущем примере, в ионной форме, а ве­щество, находящееся в осадке, в молекулярной:

Ag⁺ + N0₃- + Н⁺ + СГ = AgClj + Н⁺ + NOJ

Как видно, ионы Н⁺ и n0₃^_ не претерпевают изменений в ходе реакции. Поэтому исключим их и перепишем уравнение еще раз:

Ag⁺ + СГ = AgClj

Это и есть ионно-молекулярпое уравнение рассматриваемого процесса.

Здесь также надо иметь в виду, что осадок хлорида серебра находится в равновесии с ионами Ag+ и С1~ в растворе, так что процесс, выраженный последним уравнением, обратим:

Ag⁺ + Cl~ AgCly

Однако, вследствие малой растворимости хлорида серебра, это равновесие очень сильно смещено вправо. Поэтому можно считать, что реакция образования AgCl из ионов практически доходит до конца.

Образование осадка AgCl будет наблюдаться всегда, когда в одном растворе окажутся в значительной концентрации ионы Ag⁺ и С1~. Поэтому с помощью ионов серебра можно обнаружить присутствие в растворе ионов С1~ и, наоборот, с помощью хлорид-ионов — присутствие ионов серебра; нон С1~ может служить реактивом на ион Ag⁺, а ион Ag⁺ — реактивом на нон С1~,

В дальнейшем мы будем широко пользоваться ионно-молеку- лярной формой записи уравнений реакций с участием электро­литов.

Для составления ионно-молекулярных уравнений надо знать, какие соли растворимы в воде и какие практически нерастворимы. Общая характеристика растворимости в воде важнейших солей приведена в табл. 15.

Таблица 15. Растворимость важнейших солей в воде

Анионы и катионы	Растворимость солей
N03" сг	Растворимы все соли Растворимы все соли, кроме AgCl, CuCl, РЬС12 и	НйгСЬ
S0^24-	Растворимы все соли, кроме B-aSO., SrS04 и PbS04; растворим CaS04	мало-
сог	Из средних солей растворимы только соли натрия, и аммония	калия
роГ	То же
Na^+, К^+, NH^+4	Растворимы почти все соли

Ионно-молекулярные уравнения помогают понять особенности протекания реакций между электролитами. Рассмотрим в качестве примера несколько реакций, протекающих с участием слабых кис­лот и оснований.

Как уже говорилось, нейтрализация любой сильной кислоты любым сильным основанием сопровождается одним и тем же теп­ловым эффектом, так как она сводится к одному и тому же процессу — образованию молекул воды из иоиов водорода и гидр- оксид-нона. Однако при нейтрализации сильной кислоты слабым основанием, слабой кислоты сильным или слабым основанием тепловые эффекты различны. Напишем ионно-молекулярные урав­нения подобных реакций.

Нейтрализация слабой кислоты (уксусной) силь­ным основанием (гндроксидом натрия):

СН.СООН + NaOH = CHjCOONa + Н₂0

Здесь сильные электролиты — гидроксид натрия и образую­щаяся соль, а слабые — кислота и вода:

СНзСООН -Ь Ха⁺ + ОН" = СН₃СОО" -f Na⁺ + Н₂0

Как видно, не претерпевают изменений в ходе реакции только ионы натрия. Поэтому ионно-молекулярное уравнение имеет вид: СНзСООН + ОН" = СНзСОО" + Н₂0

Нейтрализация сильной кислоты (азотной) сла­бым основанием (гндроксидом аммония): ПХОз + NH₄OH = l\'H₄N0₃ + Н₂0

Здесь в виде ионов мы должны записать кислоту и образую-! щуюся соль, а в виде молекул — гидроксид аммония и воду:

Н⁺ + NO: + N11,ОН = NHT + N0: + Н₂0

Не претерпевают изменений ионы N07- Опуская их, получаем ионно-молекулярное уравнение:

Н⁺ -f NH4OH = NHj + Н₂0

Нейтрализация слабой кислоты (уксусной) сла­бым основанием (гндроксидом аммония):

СН3СООН + NH4OH = CH3COONH4 + Н₂0

В этой реакции все вещества, кроме образующейся соли,—■ слабые электролиты. Поэтому ионно-молекулярная форма уравне­ния имеет вид:

СН3СООН + NH4OH = СНзСОО" + NHt + Н₂0

Сравнивая между собой полученные ионно-молекулярные урав­нения, видим, что все они различны. Поэтому понятно, что неоди­наковы и теплоты рассмотренных реакций.

Как уже указывалось, реакции нейтрализации сильных кислот сильными основаниями, в ходе которых ионы водорода и гидр- оксид-ионы соединяются в молекулу воды, протекают практически до конца. Реакции же нейтрализации, в которых хотя бы одно из исходных веществ — слабый электролит и при которых молекулы малодиссоциирующих веществ имеются не только в правой, но и в левой части ионно-молекулярного уравнения, протекают не до конца. Они доходят до состояния равновесия, нри котором соль сосуществует с кислотой и основанием, от которых она образо­вана. Поэтому уравнения подобных реакций правильнее записы­вать как обратимые реакции:

СНзСООН + ОН" СН₃С00~ + Н₂0

Н⁺ + NH₄OH км| + Н₂0

СНзСООЫ + NTI.,011 ч=> СН₃СОО~ + NHJ + Н₂0

89. Произведение растворимости. Мы знаем (§ 73), что при рас­творении твердого тела в воде растворение прекращается, когда получается насыщенный раствор, т. е. когда между растворяемым веществом и находящимися в растворе молекулами того же веще­ства установится равновесие. При растворении электролита, на­пример соли, в раствор переходят не молекулы, а ионы; следова­тельно, и равновесие в насыщенном растворе устанавливается между твердой солыо и перешедшими в раствор ионами. Напри­мер, в насыщенном растворе сульфата кальция устанавливается равновесие

CaS0₄ Ca²⁺+SOr

твердая ионы в растаорс

соль

Константа равновесия для этого процесса выразится уравне­нием:

. [Са²*] [SO'"] ^А [CaS0₄j

Знаменатель дроби — концентрация твердой соли — представ­ляет собою постоянную величину, которую можно ввести в кон­станту. Тогда, обозначая /v[CaS0₄] = К', получим:

[Са²⁺] [БОГ] = /С'

Таким образом, в насыщенном растворе электролита произве­дение концентраций его ионов есть величина постоянная при дан­ной температуре. Эта величина количественно характеризует спо­собность электролита растворяться; ее называют произведе­нием растворимости электролита и обозначают буквами ПР.

Заменив величину /(' на nPcaso,, получим: nP_CaS0₄ = tCa-][SOr]

Численное значение произведения растворимости электролита нетрудно найти, зная его растворимость. Например, растворимость сульфата кальция при 20 ^СС равна 1,5- Ю^-2 моль/л. Это значит, что в насыщенном растворе концентрация каждого из ионов Са²+ и

SO4 равна 1,5-10 ² моль/л. Следовательно, произведение рас­творимости этой соли

ПР_Са50₄ = t^{Ca= +} ] [^S°r] = (1.5 • Ю-²)² = 2,25 • 10-*

Приведенный расчет, сделанный па основе классической теории электроли­тической диссоциации, не вполне точен, так как здесь не учтено влияние на растворимость электролита электростатических сил, действующих между иона­ми. Если учесть это влияние, т. е. если вместо концентраций Са-⁺ и SO4" пе­ремножить их активности в насыщенном растворе CaS0₄, то величина произ­ведения растворимости несколько уменьшится; уточненное значение ПР_Са80

равно 1,3-10"⁴.

В случае очень мало растворимых электролитов влияние указанных сил можно не принимать во внимание.

В тех случаях, когда электролит содержит два или несколько одинаковых ионов, концентрации этих ионов при вычислении про­изведения растворимости должны быть возведены в;соответствую­щие степени. Например:

Дата добавления: 2015-08-21