Частные случаи констант равновесия, Гомогенные равновесия в растворах электролитов - Химическая кинетика, равновесия, термодинамика
Гомогенные равновесия в растворах электролитов
Константа ионизации (диссоциации) слабого основания на примере аммиака (запись NH3*H2O предпочтительнее, чем NH4OH, т. к. последняя запись указывает на ионы, хотя преобладает не ионная, а молекулярная форма).
NH3*H2O <> NH4+ + OH-; К = [NH4+]*[OH-]/[NH3*H2O].
Степень диссоциации б - это отношение количества вещества, распавшегося на ионы, к исходному количеству введенного в раствор вещества.
Если в растворе нет других веществ, дающих ионы аммония и гидроксила, то [NH4+]=[OH-]=Сб, где С - концентрация раствора аммиака. Тогда [NH3*H2O]=С(1-б). Подставляя это все в выражение константы равновесия, получаем К = Сб2/(1-б) ? Сб2, если б - достаточно малая величина. Тогда б ? (К/С)1/2, а концентрации ионов [NH4+]=[OH-]=(KC)1/2. Это так называемый закон разбавления Оствальда, справедливый для любого равновесного процесса, где из одной частицы получается две, но лишь при условии, что других процессов, влияющих на концентрации, нет, а степень превращения б мала. При разбавлении - уменьшении С - б возрастает, но она стремится к единице, а не к бесконечности, как следует из этого приближенного уравнения, поэтому ему не следует доверять, если из него получается большая величина б, скажем, больше 0,3.
Константы ступенчатой ионизации (диссоциации) слабого электролита на примере ортофосфорной кислоты:
H3PO4 <> H2PO4- + H+; K1 = [H2PO4-]*[H+]/[H3PO4];
H2PO4- <> HPO42- + H+; K2 = [HPO42-]*[H+]/[H2PO4-];
HPO42- <> PO43- + H+; K3 = [PO43-]*[H+]/[HPO42-].
На каждой последующей ступени константа на несколько порядков меньше, чем на предыдущей, т. к. возрастает заряд иона и усиливается взаимное притяжение ионов.
Константа ионизации растворителя (ионное произведение воды)
H2O <> ОH - + H+; KВ =[ОH-]*[H+]=10-14 при 25єС.
Обратите внимание, что знаменателя нет (там единица): вода - растворитель.
Если нет других веществ, дающих ионы водорода или гидроксила, то [ОH-]=[H+]=v10-14=10-7. В водных растворах концентрация водородных ионов меняется в очень широких пределах - от ~10 моль/л в крепких кислотах до ~10-15 моль/л в крепких растворах щелочей. Поэтому удобнее пользоваться ее логарифмом, а поскольку он обычно отрицателен, ввели водородный показатель, определяемый как рН = - lg[H+].
Аналогично рОН = - lg[ОH-], рК = - lgК и т. д. В кислом растворе рН < 7, в щелочном рН > 7.
Константа гидролиза. Гидролиз - реакция иона соли с водой, при которой образуется слабая кислота или слабое основание. Если катиону соли соответствует слабое основание, значит он может иногда оторвать гидроксил от воды, оставив свободный катион водорода, т. е. сделав раствор кислым, например:
NH4+ + H2O <> NH3*H2O + H+; КГ=[NH3*H2O]*[H+]/[NH4+] = KВ/К(NH3*H2O).
Если аниону соли соответствует слабая кислота, значит он может иногда оторвать катион водорода от воды, оставив свободный гидроксил, т. е. сделав раствор щелочным, например:
СО32- + H2O <> НСО3- + ОН-; КГ = [НСО3-]*[ОН-]/[ СО32-] = KВ/К(НСО3-).
В обоих случаях константа гидролиза равна отношению констант диссоциации воды и того слабого электролита, который является продуктом реакции. Во втором случае "слабая кислота" - это ион НСО3-, и в качестве его константы диссоциации нужно брать вторую константу диссоциации угольной кислоты.
Если гидролизу подвергаются сразу и катион, и анион, то в знаменателе константы гидролиза стоит произведение констант ионизации образующихся слабой кислоты и слабого основания.
Константа нестойкости комплекса. Ионы в растворах существуют не в "голом" виде, а обязательно с чем-то связаны в комплекс. Если они связаны с молекулами растворителя, это считается само собой разумеющимся и в уравнениях реакций обычно не указывается. Но они могут быть связаны и с какими-нибудь другими молекулами или ионами (лигандами). Это явление называется комплексообразованием, а разрушение комплекса (точнее, обмен лигандов на растворитель) называется его диссоциацией и описывается константой нестойкости, например:
[Cu(NH3)4]2+ <> Cu2+ + 4NH3; КН = [Cu2+]*[NH3]4/[Cu(NH3)42+]; а точнее [Cu(NH3)4]2+ + 4H2O <> [Cu(OH2)4]2+ + 4NH3.
Темно-синий голубой
Строго говоря, это процесс ступенчатый, и нужно записывать несколько (в данном случае четыре) уравнения и четыре константы равновесия, но мы для простоты ограничимся суммарным уравнением и общей константой, которая, разумеется, равна произведению констант отдельных ступеней.
Константа устойчивости комплекса. Это константа процесса, обратного диссоциации, и соответственно, величина обратная константе нестойкости. Экспериментальное изучение констант устойчивости дает объективное представление о координационных числах ионов в растворе. Например, для реакции гидратированных катионов меди с аммиаком (обратной той, что рассмотрена выше), шесть последовательных констант устойчивости примерно равны 104, 2*103, 500, 93, 0,25 и 3*10-3. Отсюда ясно видно, что катион меди предпочитает аммиак воде и наиболее прочно присоединяет четыре молекулы аммиака (константы много больше единицы), а присоединение пятой и шестой маловероятно, хотя и возможно. Таким образом, типичное КЧ меди (2+) равно 4, или 4+2, что хорошо согласуется с данными структурных исследований кристаллов. Перемножив первые четыре константы и взяв обратную величину, получаем цифру, указанную в Приложении, как константа нестойкости [Cu(NH3)4]2+.
Похожие статьи
-
Допустим, реакция aA + bB <> хХ + yY - гомогенная и идет в одну стадию. Тогда скорость прямой реакции vПр = KПр [A]A{B]B, а скорость обратной...
-
(а) На основе уравнения ЗДМ объясните физический смысл константы скорости. (б) Зависит ли константа скорости от концентраций реагентов? от их природы? от...
-
Краткая теория Основное уравнение гомогенной кинетики - закон действующих масс, ЗДМ (хотя реально подставляются не массы, а молярные концентрации):...
-
Это случай, наиболее похожий на гомогенную кинетику. Он реализуется, когда продукт гетерогенной реакции легко удаляется (растворяется, испаряется или...
-
Заготовьте в тетради заранее таблицу для записи исходных данных и результатов опытов. Сейчас в нее внесены некоторые предполагаемые объемы растворов, но...
-
К сожалению, многие учебники химии построены не вполне логично, в частности, одно и то же слово может использоваться в разных смыслах, поэтому...
-
Равновесие в растворах труднорастворимых электролитов. Произведение растворимости - Растворы
Абсолютно нерастворимых веществ природе не существует. Даже труднорастворимые вещества в некоторой степени растворяются. Рассмотрим процесс диссоциации...
-
Краткая теория В старом учебнике Глинки вопрос хорошо изложен на качественном уровне, но не хватает строго количественного описания влияния температуры...
-
Общие сведения Гетерогенные реакции еще труднее для изучения, чем гомогенные, и в обычных учебниках общей химии им уделяется мало внимания, хотя они...
-
Катализ - Химическая кинетика, равновесия, термодинамика
К изложенному в учебнике необходимо несколько уточнений и добавлений. Во-первых, реакция в присутствии катализатора идет не в одну стадию, а минимум в...
-
Истинное и ложное равновесие Все химические реакции в той или иной степени обратимы. Если возможна реакция aA + bB хХ + yY, то возможна и обратная...
-
В предыдущих разделах рассмотрены отдельные аспекты кинетики, а теперь пора подвести общие итоги: от чего зависят скорости реакций и как можно ими...
-
Демонстрационные опыты - Химическая кинетика, равновесия, термодинамика
Как и в предыдущем разделе, здесь приходится заменить практикум лекционными демонстрациями. Оба опыта основаны на растворении твердого карбоната кальция...
-
Чтобы возникла поверхность раздела фаз, нужна затрата энергии - Еа зародышеобразования. А когда новая фаза уже появилась, ее дальнейший рост идет...
-
(а) Зависят ли энергия активации и предэкспоненциальный множитель от природы реагентов? от их концентраций? от температуры? от присутствия посторонних...
-
Автору кажется, что логично было бы начать изложение с термодинамики, и лишь потом на ее основе рассматривать кинетику и равновесия: если реакция...
-
Химическим равновесием называется такое состояние химической системы, при котором количества исходных веществ и продуктов не меняются со временем. 1....
-
РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ, Электролитическая диссоциация - Растворы
Электролитическая диссоциация Теорию электролитической диссоциации предложил шведский ученый Сванте Аррениус в 1887 году для объяснения ряда свойств...
-
ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ - Неограническая химия
Задание 4.1: 4.1.1. Проанализируйте данную Вам реакцию (табл. IV.1) и укажите, какой она является: гомогенной или гетерогенной. 4.1.2. Запишите...
-
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ - Характеристика основных видов растворов
Гидролизом называется обменная реакция между веществом и водой. При гидролизе обычно происходит изменение реакции среды. Если гидролиз не сопровождается...
-
СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ - Характеристика основных видов растворов
При растворении в воде слабого электролита устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и продуктами их диссоциации -...
-
Основы теории растворов сильных электролитов - Растворы
Зная величину изотонического коэффициента, полученного экспериментально методами эбуллиоскопии и криоскопии, можно вычислить значение степени диссоциации...
-
Чтобы осуществлялось химическое взаимодействие веществ А и В, их молекулы (частицы) должны столкнуться. Чем больше столкновений, тем быстрее протекает...
-
Факторы, влияющие на степень диссоциации - Растворы
Степень электролитической диссоциации зависит от природы растворенного электролита и природы растворителя, концентрации раствора, температуры, наличия...
-
Слабые (L<<1, L<<100%) нек. мин. к-ты HNO2, H3PO4, HJ NH3, все ост. органич. основания (Me(OH)2), больш-во органич. кислот НСООН, СН3СООН,...
-
Гидролизом соли Называется взаимодействие ионов соли с молекулами воды с образованием слабых электролитов . При этом нарушается равновесие диссоциации...
-
Это самый распространенный вариант. В реакции твердое+твердое, твердое+жидкость или твердое+газ продукт образуется на поверхности раздела фаз, и если он...
-
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ - Характеристика основных видов растворов
Все вещества по способности в растворе или в расплавленном состоянии проводить электрический ток можно подразделить на две группы: электролиты и...
-
Реакции ионного обмена - это реакции между ионами, образовавшимися в результате диссоциации электролитов. Правила составления ионных уравнений реакций 1....
-
Закон разбавления Оствальда - Растворы
В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо и устанавливается равновесие, которое можно охарактеризовать константой равновесия...
-
Растворы - термодинамические устойчивые системы переменного состава, состоят не менее чем из двух компонентов и продуктов их взаимодействия. Это...
-
ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ (рН) - Характеристика основных видов растворов
Вода - очень слабый электролит, поэтому в незначительной степени диссоциирует на ионы: H2O H+ + OH-. Константа диссоциации воды равна: Kд. = [H+][OH-] /...
-
СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ - Характеристика основных видов растворов
В водных растворах сильные электролиты полностью диссоциированы, поэтому даже при малых концентрациях растворов энергия электростатического...
-
Уравнение Михаэлиса-Ментен и его анализ - Гомогенный и гетерогенный катализ
Уравнемние Михаэмлиса -- Мемнтен -- основное уравнение ферментативной кинетики, описывает зависимость скорости реакции, катализируемой ферментом, от...
-
КРИСТАЛЛИЗАЦИЯ ВОДЫ И ВОДНЫХ РАСТВОРОВ В РАЛИЧНЫХ УСЛОВИЯХ - Химические свойства и строение воды
Для осуществления процесса кристаллизации в растворе необходимо создать пересыщение. По способам его создания различают два основных метода...
-
Кинетика химических реакций - Концепции современного естествознания: химическая составляющая
Одна из особенностей химических реакций заключается в том, что они протекают во времени. Одни реакции протекают медленно, месяцами, как, например,...
-
Диссоциация воды. Водородный показатель. Гидролиз солей - Основы химии
Чистая вода, хоть и плохо (по сравнению с растворами электролитов), но может проводить электрический ток. Это вызвано способностью молекулы воды...
-
Растворы электролитов. Диссоциация кислот, солей и оснований - Основы химии
Электролиты - вещества, которые при растворении подвергаются диссоциации на ионы. В результате раствор приобретает способность проводить электрический...
-
Кинетика электродных процессов. Электродным процессом называется сумма всех изменений, происходящих во времени на поверхности электрода при потенциале,...
-
Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье - Основы химии
Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на...
Частные случаи констант равновесия, Гомогенные равновесия в растворах электролитов - Химическая кинетика, равновесия, термодинамика