Пример 2

Реакция не происходит, так как нет связывания ионов.

Для количественной оценки поведения электролитов в водных растворах в зависимости от их природы используются различные характеристики (степень диссоциации a, константа диссоциации К_дисс.).

В водных растворах слабых электролитов устанавливается равновесие, для которого константа, называемая константой диссоциации, будет равна:

(1)

Из выражения (1) следует, что К_дисс. будет иметь тем меньшее значение, чем меньше ионов в растворе, т.е. чем слабее электролит.

Степень диссоциации (a) – это отношение количества распавшихся на ионы молекул к общему количеству растворенных молекул.

Константа диссоциации зависит от природы электролита, от природы растворителя, от температуры и не зависит от концентрации, поэтому является более общей характеристикой, чем степень диссоциации. Константа и степень диссоциации связаны между собой законом разбавления Оствальда:

(2)

где С_м – молярная концентрация электролита

Если a<<1, то (3)

(4)

Особенности поведения сильных электролитов в водных растворах связаны с их практически полной электролитической диссоциацией, образованием большого числа заряженных частиц – ионов, что приводит к сильному межионному взаимодействию и возникновению эффекта уменьшения числа ионов, участвующих в реакции, особенно с ростом концентрации ионов. Концентрация перестает быть мерой химической активности электролита. В этом случае скорость реакций сильных электролитов зависит не только от концентрации, но и от сил межионного и ион-дипольного взаимодействия. Чтобы учесть их влияние, вместо концентрации используют активность (а). Активность молекул или ионов – это их эффективная концентрация, в соответствии с которой вещество проявляет себя в химических или физических процессах:

а = f × C_м (5)

где f – коэффициент активности, выражает отклонение раствора с концентрацией С_м от поведения очень разбавленного раствора, в котором отсутствует межионное взаимодействие.

Количественной характеристикой межионных электростатитических взаимодействий является ионная сила (I):

(6)

где С₁, С₂, С_n, C_i – коэффициент ионов;

Z₁, Z₂, Z_n, Z_i – заряды ионов.

Значения коэффициентов активности приводятся в справочных таблицах. Приближенно коэффициент активности ионов в разбавленных растворах можно вычислить:

(7)

Коэффициент активности, следовательно, и активность ионов будет тем меньше, чем больше ионная сила раствора.

Нерастворимые и малорастворимые электролиты характеризуются произведением растворимости (ПР).

В соответствии с законом действующих масс, в состоянии равновесия скорость прямой и обратной реакций, равны:

В состоянии равновесия:

(8)

где К – константа равновесия..

В общем виде для равновесия:

ПР = [Aⁿ⁺]^m × [B^m-]ⁿ (9)

где m и n - число ионов, образующихся в результате диссоциации

1 моля электролитов, ПР – произведение растворимости электролитов.

При смешивании растворов электролитов осадок образуется, если произведение концентраций ионов превысит величину ПР.

В присутствии растворимых сильных электролитов усиливается межионное взаимодействие, увеличивается ионная сила раствора, уменьшаются коэффициенты активности ионов, действующая концентрация становится значительно меньше истинной. В таких случаях в выражении для ПР следует использовать произведение активностей:

ПР = (10)

ПР= =([Aⁿ⁺] f_Aⁿ⁺)^m ×([B^m-]× f_B^m-)ⁿ=[Aⁿ⁺]^m×[B^m-]ⁿ f^m(Aⁿ⁺) fⁿ(B^m-) (11)

Из выражения (12) следует, что в присутствии сильных электролитов концентрации ионов в растворе над осадком увеличиваются, т.е. увеличивается растворимость осадка (солевой эффект), а для его образования потребуется гораздо больше ионов, составляющих малорастворимый электролит:

[Aⁿ⁺]^m × [B^m-]ⁿ = (12)

Дата добавления: 2015-07-12