Сумма атомов каждого элемента не изменяется при протекании химической реакции.

Численные коэффициенты в химическом уравнении называют стехиометрическими. Стехиометрия (от греческого слова stoicheion –элемент + …метрия) – учение о количественных соотношениях, в которых вещества вступают во взаимодействие друг с другом.

Реакции с участием электролитов (настоящих и потенциально сильных) записываются в виде системы двух уравнений – молекулярного и ионного. Для составления ионных уравнений необходимо знать уравнение электролитической диссоциации реагентов и продуктов.

Как и в молекулярных уравнениях, в ионных уравнениях слева записываются формулы реагентов, а справа – формулы продуктов, указанные в виде отдельных ионов. Формулы слабых потенциальных электролитов, в том числе и воды, а также газообразных и твердых веществ (уходящих из водного раствора в виде газа или осадка) оставляют в молекулярном виде.

Пример. В обменной реакции в водном растворе, описываемой молекулярным уравнением

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 (г)+ H2O

участвуют Na2CO3 (соль), HCl (кислота) и NaCl (соль) – сильные электролиты, H2O – слабый электролит и CO2 - газ, уходящий из сферы реакции.

Формулы всех сильных электролитов можно записать в виде сумм составляющих их ионов, тогда химическое уравнение принимает вид:

2Na+ + CO32- + 2H+ +2Cl- = 2Na+ +2Cl- + CO2 (г)+ H2O. (1)

Такая запись представляет собойполное ионное уравнениереакции.

Очевидно, что ионы Na+ + Cl- не принимают непосредственного участия в реакции (число этих ионов одинаково слева и справа в уравнении), поэтому часто их формулы просто опускают и составляют сокращенное ионное уравнениереакции:

CO32- + 2H+ = CO2 (г)+ H2O (2)

Сокращенные ионные уравнения выражают химическую сущность протекающих реакций между ионами (в данном примере – между карбонат-ионами и катионами водорода). Совокупная запись молекулярного и сокращенного ионного уравнения реакции наглядно отображает химизм реакции. Однако отдельно записанные сокращенные ионные уравнения отображают не одну реакцию, а множество подобных реакций. Так, сокращенное ионное уравнение (2) реакции между Na2CO3 и HCl означает, что так реагируют между собой не только карбонат натрия и хлороводород, но и любой другой хорошо растворимый карбонат и любая другая сильная кислота.

ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ

Среди сильных электролитов, диссоциирующих в водном растворе практически полностью, есть как хорошо растворимые, так и мало растворимые в воде вещества.

Растворимость веществ отвечает концентрации их насыщенных растворов. Если сильный электролит малорастворим в воде, то его насыщенный раствор будет весьма разбавленным. В насыщенном растворе соли всегда присутствует некоторое количество твердого вещества в виде осадка. Между ионами А+ и В- малорастворимого сильного электролита АВ и его осадком при постоянной температуре устанавливается состояние гетерогенного ионного равновесия:

А+ + В- Û АВ (3)

насыщенный раствор осадок

 

Равновесие в системе осадок - насыщенный раствор можно охарактеризовать константой равновесия, называемой в данном случае произведением растворимости ПР.

ПР =[А+][В- ]=const=f (T) (4)

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

Для электролита более сложного состава AaBb произведение растворимости выражается следующим образом:

aАb+ + bВa- Û AaBb (5)

ПР=[Аb+]aa-]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-]

+]=[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 A2B или AB2 взаимосвязь между ПР и L следующая:

3

L=ÖПР/4. (10)

В общем виде выражение растворимости для малорастворимого сильного электролита AaBb имеет вид:

a+b

L=ÖПР/abba. (11)

Поскольку из одной формульной единицы электролита образуется несколько ионов Аb+ и Вa- ( a и b соответственно), то

b+]=aL и [Вa-]=bL.

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,








Дата добавления: 2016-04-11; просмотров: 739;


Поиск по сайту:

При помощи поиска вы сможете найти нужную вам информацию.

Поделитесь с друзьями:

Если вам перенёс пользу информационный материал, или помог в учебе – поделитесь этим сайтом с друзьями и знакомыми.
helpiks.org - Хелпикс.Орг - 2014-2024 год. Материал сайта представляется для ознакомительного и учебного использования. | Поддержка
Генерация страницы за: 0.009 сек.