Коэффициент активности |
можно вычислить, зная ионную силу |
раствора. |
|
Ионная сила – концентрационный параметр раствора, учитывающий электростатическое взаимодействие ионов.
= 1/2 |
, |
(2.6) |
|
|
где: – концентрация i-го иона в растворе, моль/л,
– величина заряда i-го иона,
n – число всех присутствующих ионов в растворе.
Принято измерять ионную силу в моль/л [1].
Ионная сила раствора связана с коэффициентами активности соотношением:
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
или |
− = 0.51 |
√ , если Ј 0.01моль/л |
||||||||
− |
= 0.51 |
√ |
|
|
|
если0.01 < |
Ј |
0.1моль/л , |
||
1+ √ |
|
|
||||||||
|
|
|||||||||
ионов
(2.7)
(2.8)
где 0.51– постоянная, значение которой справедливо для водных растворов.
Под диаграммой состояния слабой кислоты или основания понимают графическую зависимость мольной доли каждой из форм этого электролита
(молекулярной и ионных) от величины |
|
|
раствора. |
|
|
|
изменение доли |
|||||||||||||
Диаграмма |
состояния |
|
позволяет |
|
наглядно проследить |
|||||||||||||||
|
|
J |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||
каждой формы (молекул и всех ионов) слабого электролита при изменении |
|
|||||||||||||||||||
раствора; при фиксированном |
|
– выбрать доминирующую в растворе |
форму |
|||||||||||||||||
|
|
J |
||||||||||||||||||
либо, наоборот, выбрать |
значение |
|
, |
благоприятствующее преобладанию в |
||||||||||||||||
|
|
|
J |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
растворе конкретной |
реакционноспособной формы вещества. |
|
|
|
||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
J |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
Для слабой одноосновной кислоты |
, диссоциирующей в соответствии |
|||||||||||||||||||
с реакцией: |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
–, |
|
|
|
|
|
|
|
(2.9) |
|
|
|
|
|
баланса, показывающее взаимосвязь между общей |
||||||||||||||||
уравнение материального |
|
+ |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||
(аналитической) |
концентрацией |
кислоты |
|
|
|
и |
равновесными |
|||||||||||||
концентрациями её молекул |
|
|
|
и ионов |
|
|
|
форме которых она может |
||||||||||||
|
|
|
|
|
, в ( ) |
|
|
|
|
|||||||||||
|
|
|
можно записать следующим– |
образом: |
|
|
|
|||||||||||||
существовать в растворе, |
( |
|
[ |
] |
|
|
|
|
[ |
] |
|
|
|
|
(2.10) |
|||||
В общем случае, |
) = [ ]+ [ |
]. |
кислот (или |
многокислотных |
||||||||||||||||
|
|
|
для |
многоосновных– |
||||||||||||||||
оснований), число слагаемых в правой части уравнения материального баланса на единицу больше основности слабой кислоты (или кислотности основания).
Мольную долю различных равновесных форм слабых кислот и оснований по традиции обозначают буквой .
Мольная доля слабой кислоты НА, находящейся в ионной форме, равна:
13
|
|
|
|
|
[ –] |
|
(2.11) |
|
Мольная доля |
молекулярной формы равна: |
|
||||||
|
= |
( |
). |
|
||||
|
|
|
r |
|
[ ] |
|
(2.12) |
|
Для любого |
определённого значения |
раствора слабого электролита |
||||||
|
|
= |
( |
). |
|
|||
|
|
|
|
|
|
единице: |
|
|
сумма мольных долей всех форм равна |
|
.J |
(2.13) |
|||||
Рассчитать |
|
|
∑ = 1(или 100% ) |
|
||||
|
мольные доли различных форм слабой кислоты или основания |
|||||||
можно, исходя из следующих соображений.
Выразим равновесную концентрацию молекулярной формы слабой
кислоты [ ]из выражения для константы ее диссоциации: |
(2.14) |
|||||
[ |
][ –] |
|
||||
= |
|
|
[ ] |
, |
|
(2.15) |
|
|
|
|
|||
[ ]= [ ][ –], |
|
|||||
и подставим в уравнение (2.10), получим:
( ) = |
[ |
|
|
][ –] |
|
|
– |
|
|
– |
|
|
[ |
] |
|
|
|
|
– |
[ |
|
]+ |
. |
|
(2.16) |
|||||||
|
|
|
|
|
+ [ |
]= [ |
|
|
]∙( |
|
+ 1) = [ ]∙ |
|
|
|
||||||||||||||||||
Откуда: |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
– |
|
∙ ( |
) |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
(2.17) |
|||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||
и |
|
|
|
|
|
|
|
|
[ |
|
]= |
|
[ |
|
]+ |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
[ –] |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
(2.18) |
|||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
(2.14). |
|
|
|
|
|
|
|
|||||||
Аналогично, |
выразим из уравнения |
равновесную концентрацию |
||||||||||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
= |
|
( ) |
= |
[ |
|
|
||||||||||||||||||||||
ионов кислоты |
|
|
– |
: |
|
|
|
|
|
|
|
|
]+ |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||
|
|
[ |
] |
|
|
|
|
|
|
– |
|
|
∙[ ] |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
(2.19) |
||||||||
и подставим в уравнение |
|
(2.10), получим: |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||||||||||
|
|
[ |
]= |
|
|
[ |
] |
|
|
|
|
|
|
|
[ |
]+ |
|
|
|
|||||||||||||
( ) = [ ]+ |
|
|
∙[ ] |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
(2.20) |
||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||||||||||
|
[ ] |
|
= [ ]∙ 1+ [ ] = [ |
]∙ |
[ ] |
|
|
|
||||||||||||||||||||||||
Откуда: |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
[ |
|
|
]∙ ( |
) |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
(2.21) |
||||||||
и |
|
|
|
|
|
|
[ ]= [ |
|
]+ |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||
Используя |
|
|
|
|
r |
= |
|
[ ] |
|
|
[ ] |
|
|
|
|
|
|
|
|
(2.22) |
||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
( ) |
= [ |
]+ . |
|
|
величину |
|
|
раствора |
|||||||||||||||||
|
|
|
|
уравнения |
(2.18) |
и |
|
(2.22), задавая |
|
|
||||||||||||||||||||||
слабой кислоты |
|
|
|
и, тем самым, |
|
|
|
, пользуясь значениями |
|
справочные |
||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
(J |
|
||||||||||||||||||||||||
данные), можно |
построить диаграмму состояния |
|
. |
|
|
|
|
|
|
|||||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
[ |
|
] |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||
14
Для двухосновной кислоты |
|
|
|
|
формулы |
для расчёта , |
и |
||||||||
выводятся аналогично. |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
В общем случае для слабой кислоты |
мольная доля молекул |
||||||||||||||
равна: |
|
|
= |
|
[ |
|
] |
= |
|
|
|
|
|||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
(2.23) |
||||||
= |
|
|
|
[ |
(] |
) |
|
|
|
, |
|
||||
[ ] + ∙[ ] – + ∙ ∙[ ] – + + ∙ ∙… ∙ |
|
||||||||||||||
мольная доля однократно заряженных анионов |
– равна: |
|
|
|
|||||||||||
|
|
|
|
– = |
[ |
|
|
|
–]= |
|
|
|
(2.24) |
||
= |
|
|
|
∙[ |
(] – ) |
|
|
, |
|
||||||
[ ] + ∙[ ] – + ∙ ∙[ ] – + + ∙ ∙… ∙ |
|
||||||||||||||
мольная доля полностью ионизированной кислоты |
равна: |
|
|
|
|||||||||||
|
|
|
|
= |
|
( |
|
) |
= |
|
|
|
(2.25) |
||
|
|
|
|
∙ |
[ |
|
] |
|
|
|
|
|
|||
|
|
|
|
|
∙… ∙ |
|
|
|
|
|
|||||
|
[ ] + ∙[ ] + ∙ ∙[ ] + + ∙ ∙… ∙ |
|
|
|
|||||||||||
= На рис. 2.1 |
представлена рассчитанная по вышеприведенным формулам |
||||||||||||||
|
– |
|
|
|
|
|
|
|
– |
|
. |
|
|||
диаграмма состояния фосфорной кислоты. Из нее следует, что молекулярная
форма |
присутствует в растворе только в кислотной среде и является |
||||||
доминирующей при |
|
менее 2. Полностью диссоциированная форма |
, |
||||
|
|
только в основной среде при |
больше 11.5. Частично |
||||
напротив, существует J |
|
|
|
|
|
||
диссоциированные формы присутствуют в растворах,J |
которых находится в |
||||||
определенном интервале значений. В целом, чем большеJзначение |
J |
раствора, |
|||||
тем больше заряд доминирующей формы слабой кислоты. |
|
|
|||||
Вопросы для самоконтроля
1.Что происходит при растворении в воде ионных соединений и веществ с полярными ковалентными связями?
2.В чем различие сильных и слабых электролитов?
3.Каковы основные положения теории Дебая-Хюккеля?
4.Что понимают под условными константами равновесия? Приведите примеры их использования в аналитических расчётах.
5.Какие факторы влияют на величину коэффициента активности и ионной силы раствора?
15
Рис. 2.1. Диаграмма состояния фосфорной кислоты
Задачи с решениями
(константы диссоциации слабых электролитов указаны в Приложениях,
Таблица П-1)
1. Рассчитайте, во сколько раз ионная сила раствора нитрата магния больше его молярной концентрации.
= 1/2 |
|
= 1/2( | |
Решение |
∙ |
) = |
|
| ( |
∙ | |
+ |
||||
= 1/2( |
) ∙4+ 2∙ |
| ( ) |
∙1) = 3 ∙ | ( |
) . |
||
= 3.
( 3)2
Ответ: в 3 раза.
16
2.Рассчитайте коэффициент активности двухзарядного катиона
металла |
в растворе с ионной силой 0.0075. |
|
|||||||
|
|
|
|
|
|
|
Решение |
|
|
− |
= 0.51 √ |
|
= 0.51∙2 |
∙√0.0075= |
0.177. |
||||
|
|||||||||
|
|
= 10 |
. H |
= 0.665≈ 0.67. |
0.67. |
||||
|
= 10 |
|
|||||||
|
|
|
|
|
|
|
Ответ: |
|
|
3. Рассчитайте равновесную концентрацию ацетат-ионов в растворе, полученном нейтрализацией 0.50 моль/л раствора уксусной кислоты щелочью до J 6. Разбавление раствора в процессе нейтрализации не учитывайте.
[ |
]= 10 |
|
=( |
10 . |
|
|
|
Решение |
|
|
|||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||
|
= 1.8∙10 |
|
Приложения, Таблица П-1). |
|
|
||||||||||
|
|
= |
[ |
|
|
] |
= |
[ |
]+ |
|
= |
1.8∙10 |
= |
||
|
Y |
( |
|
|
) |
|
10 + 1.8∙10 |
||||||||
= |
1.8∙10 |
|
|
= |
1.8∙10 |
= 0.947. |
|
|
|
||||||
10 + 1.8∙10 |
1.9 ∙10 |
|
|
|
|||||||||||
[ |
|
]= |
|
|
Y |
∙ ( |
|
) = 0.947∙0.50= 0.474≈ 0.47. |
|||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Ответ: |
0.47. |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||
Задачи для самостоятельного решения
(константы диссоциации слабых электролитов указаны в Приложениях,
Таблица П-1)
1. Рассчитайте, во сколько раз ионная сила больше молярной концентрации для растворов следующих солей: а) сульфат натрия, б) сульфат цинка, в) гексацианоферрат (III) калия, г) нитрат тория (IV).
Ответ: а) 3; б) 4; в) 6; г) 10.
2. Рассчитайте ионную силу 0.02 моль/л раствора хлорида бария.
Ответ: 0.06 моль/л.
3. Рассчитайте ионную силу 0.02 моль/л раствора сульфата висмута (III).
Ответ: 0.3 моль/л.
4. Рассчитайте ионную силу смешанного раствора, одновременно содержащего 0.050 моль/л сульфата натрия и 0.020 моль/л хлорида натрия.
Ответ: 0.17 моль/л.
17
5. Рассчитайте ионную силу смешанного раствора, одновременно содержащего 0.5 моль/л уксусной кислоты, 0.2 моль/л ацетата аммония и 0.1 моль/л сульфата натрия.
При решении задачи учтите взаимное влияние веществ на диссоциацию друг друга.
Ответ: 0.5 моль/л.
6. Рассчитайте коэффициенты активности одно-, двух- и трёхзарядных ионов при значениях ионной силы раствора: а) 0.0050 моль/л и б) 0.10 моль/л.
Ответ: а) 0.92; 0.72; 0.47; б) 0.75; 0.32; 0.079.
7. Рассчитайте коэффициенты активности: а) ионов цинка и б) нитратионов в 0.0030 моль/л растворе нитрата цинка.
Ответ: а) 0.64; б) 0.89.
8. Рассчитайте коэффициент активности ионов магния: а) в 0.010 моль/л растворе хлорида магния; б) в растворе, содержащем 0.010 моль/л хлорида магния и 0.030 моль/л хлорида натрия.
Ответ: а) 0.50; б) 0.40.
9.Выведите формулы для расчета мольных долей молекулярных и ионных форм щавелевой и фосфорной кислот.
10.Рассчитайте равновесные концентрации молекул и ионов щавелевой
кислоты в 0.10 моль/л растворе при |
J |
4.0. |
[ |
] |
|
Ответ: |
|||
|
|
|
[ |
] |
|
|
|
|
=6.5Ч10-2 моль/л; |
11. Рассчитайте равновесную |
|
|
|
–=3.5Ч10-2 моль/л. |
концентрацию карбонат-ионов в 0.10 моль/л |
||||
|
|
[ |
] |
|
растворе карбоната натрия при J 10. |
Ответ: 3.2Ч10-2 моль/л. |
|||
12. Рассчитайте равновесную концентрацию депротонированного аниона этилендиаминтетрауксусной кислоты при её аналитической концентрации
0.10 моль/л и J 12.
Ответ: 9.8Ч10-2 моль/л.
18
3. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В СИСТЕМЕ «ВОДНЫЙ РАСТВОР-ТРУДНОРАСТВОРИМЫЙ ЭЛЕКТРОЛИТ»
I.Равновесия в гетерогенных системах «водный раствор – труднорастворимый электролит». Произведение растворимости. Условие образования осадка. Расчет растворимости труднорастворимых
электролитов различного состава в воде.
II.Влияние ионной силы раствора, присутствия одноименных ионов, кислотности среды, комплексообразования на растворимость труднорастворимых электролитов.
Теоретический минимум к разделу
Произведение растворимости
В насыщенном водном растворе труднорастворимого электролита устанавливается ряд равновесий.
Равновесие 1 устанавливается между труднорастворимым электролитом
и его гидратированными ионами в растворе: |
|
|
||
Равновесие 2 |
(тв) |
+ |
. |
(3.1) |
|
||||
|
устанавливается между труднорастворимым электролитом |
|||
и его недиссоциированными формами, в том числе молекулами, ионными парами или незаряженными комплексными частицами, в растворе:
Равновесие 3 |
(тв) |
(р р). |
(3.2) |
|
устанавливается между недиссоциированными формами |
||
труднорастворимого электролита и его гидратированными ионами в растворе:
Растворение |
(р р) |
+ |
. |
(3.3) |
|
соединений с ионной кристаллической решеткой протекает |
|||
преимущественно в соответствии с уравнением (3.1). Растворение соединений с молекулярной решеткой – преимущественно в соответствии с уравнением (3.2). При растворении электролитов с ковалентно-полярными кристаллическими решетками, к которым относится большинство труднорастворимых солей и гидроксидов, нельзя отдать предпочтение какому-то одному из равновесий. В этом случае переход труднорастворимого вещества в раствор протекает одновременно по двум направлениям, как в соответствии с уравнением (3.1), так и с уравнением (3.2).
Необходимо отметить, что в насыщенных водных растворах соединений с ковалентно-полярными связями равновесия в гетерогенной системе могут быть смещены либо в сторону продуктов (3.1), либо продуктов (3.2). Для соединений с сильно полярными связями, то есть сильных электролитов, преобладает процесс (3.1) и возрастает доля растворенного вещества, находящегося в ионной форме. Для соединений со слабо полярными связями, то есть слабых
19
электролитов, преобладает процесс (3.2) и увеличивается доля растворенного вещества, находящегося в молекулярной форме.
Кроме описанных равновесий, в гетерогенной системе «раствор-осадок» в зависимости от природы труднорастворимого электролита и состава раствора возможны и другие химические превращения, связанные с процессами комплексообразования, гидролиза, диссоциации и т.д. Влияние этих факторов на процесс растворения и растворимость труднорастворимых солей связано с особенностями поведения в водных растворах элементов, образующих структуру электролита, и будет обсуждаться ниже. В этом разделе более подробно рассмотрены только те равновесия, которые являются общими для всех труднорастворимых электролитов с ковалентно-полярными связями и которые устанавливаются в насыщенных водных растворах этих соединений независимо от их состава и структуры.
Рассмотрим, каким образом количественно характеризуются равновесия в насыщенных водных растворах труднорастворимых электролитов, отображенные в общей схеме. Уравнение (3.1) показывает, что переход труднорастворимого электролита в водный раствор происходит непосредственно в виде ионов. Для этой реакции, отображающей обратимый и равновесный процесс, справедлив закон действующих масс:
|
|
|
|
[ |
] |
∙[ |
–] |
|
|
|
|
(3.4) |
где: |
|
и |
|
– = |
|
(тв) |
, |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
равновесные молярные концентрации ионов в |
||||||||
насыщенном водном растворе, |
|
|
|
|
|
|
|
|
||||
|
[ ] |
|
[ – |
]концентрация |
твердой |
|
фазы |
труднорастворимого |
||||
электролита.(тв) |
|
|
|
|
|
|
|
|
(тв) |
|
||
|
Величина равновесной концентрации твердой фазы |
|
является |
|||||||||
постоянной и ее переносят в левую часть: |
|
|
. |
|
(3.5) |
|||||||
|
|
|
|
постоянных |
|
|
|
|
||||
|
Произведение |
величин |
|
|
называют |
|||||||
|
двух (тв) |
= [ |
] |
∙[ |
] |
|
. |
скобках или в |
||||
произведением растворимости и обозначают |
|
|
В(тв) |
|
||||||||
виде индекса записывают формулу того |
труднорастворимого электролита, к |
|||||||||||
|
ПР( |
) |
|
|
||||||||
которому относится произведение растворимости. С учетом (3.5) можно
записать: |
ПР( |
) = [ ] ∙[ |
] |
(3.6) |
Из (3.6) |
||||
|
|
|
. |
следует общепринятое определение произведения растворимости. Произведение растворимости ПР – это произведение концентраций ионов труднорастворимого электролита в его насыщенном растворе, возведенных в степени, соответствующие стехиометрическим коэффициентам при них в уравнении процесса растворения.
В современной литературе произведение растворимости иногда обозначают Ks.
Произведение растворимости в изобарно-изотермических условиях, то есть при постоянных температуре и давлении, в конкретном растворителе для
20
каждого электролита является величиной постоянной, характеризующей его растворимость.
Значения произведений растворимости большинства труднорастворимых соединений в водных растворах определены экспериментально и приведены в соответствующих справочниках по аналитической химии.
Записывая выражение для константы равновесия 2 (3.2) и проводя математические преобразования, аналогичные изложенным выше, получаем:
|
|
|
|
= |
|
(р р) |
, |
|
(3.7) |
где |
(р |
р) |
– |
|
(тв) |
недиссоциированных |
форм |
||
|
|
концентрация |
|||||||
труднорастворимого электролита в насыщенном водном растворе. |
|
||||||||
|
Перенося из знаменателя (3.7) в левую часть формулы постоянную |
||||||||
величину |
(тв) , получаем новую константу |
: |
(3.8) |
||||||
|
Из равенства |
= |
|
(тв) |
= |
(р |
р) . |
|
|
|
|
|
(3.8) следует, что концентрация недиссоциированных форм |
||||||
в насыщенном растворе труднорастворимого электролита является величиной постоянной для данного растворителя при определенной температуре и давлении.
Уравнение |
(3.3) |
|
соответствует |
диссоциации |
растворенных |
|||||||||
недиссоциированных форм |
|
|
на ионы или ассоциации ионов |
и |
в |
|||||||||
насыщенном растворе труднорастворимого электролита: |
|
|
|
|||||||||||
Константа |
|
|
(р |
р) |
|
|
|
+ |
. |
|
|
(3.9) |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||
|
равновесия этого процесса |
есть не что иное, как константа |
||||||||||||
диссоциации молекул |
дис или константа нестойкости комплексов |
нест: |
|
|||||||||||
|
|
дис |
|
|
нест |
|
[ |
] ∙[ |
–] |
|
|
(3.10) |
||
|
литературе для комплексов |
р) |
., как правило, приводятся |
|||||||||||
В справочной= |
|
= |
|
|
|
= |
|
(р |
||||||
константы образования Kобр: |
обр |
|
|
1 |
|
|
|
|
(3.11) |
|||||
|
|
|
|
|
|
|
|
нест |
|
|
электролита |
с |
||
В насыщенном |
водном |
растворе |
труднорастворимого |
|||||||||||
|
= |
|
. |
|
|
|
|
|
||||||
ковалентно-полярными связями, в котором устанавливается совокупность равновесий 1-3 (3.1-3.3), справедливо следующее соотношение:
ПР( ) = = ∙ нест. (3.12)
обр
Условие образования осадка
В основу критерия возможности образования осадка труднорастворимого электролита положено понятие произведения растворимости. Если произведение концентраций ионов, образующих труднорастворимый
21
электролит, в степенях, соответствующих стехиометрическим коэффициентам, превышает табличное значение ПР, то происходит образование осадка и концентрации ионов в растворе уменьшаются до таких значений, которые удовлетворяют табличному значению ПР. Таким образом, условие образования
осадка можно записать в виде следующего неравенства: |
|
|||||||||
|
( |
) |
и |
( |
( |
) |
–) ∙ ( |
) > ПР( |
) |
(3.13) |
|
|
|
|
|
, |
|||||
где: |
|
|
аналитические концентрации ионов в растворе. |
|||||||
|
|
|
|
|
|
|||||
|
Если |
произведение концентраций ионов |
в соответствующих |
степенях |
||||||
меньше табличного значения ПР труднорастворимого электролита, то образования осадка не происходит.
Растворимость труднорастворимых электролитов в воде
Зная величину произведения растворимости труднорастворимого
электролита, можно вычислить его растворимость. Под растворимостью |
|
|||
понимают общую концентрацию вещества в его |
насыщенном |
растворе. |
||
|
общ |
|||
Растворимость труднорастворимого |
электролита |
с ковалентно- |
||
полярными связями складывается из двух составляющих: |
|
|
||
общ = + |
, |
|
(3.14) |
|
где: общ – общая растворимость, |
|
|
|
|
–ионная растворимость,
–молекулярная растворимость.
Ионная |
растворимость |
|
соединения |
обусловлена |
наличием |
||||
ионов |
и |
в растворе и связана с их концентрацией следующим образом: |
|||||||
и |
|
|
|
= |
[ |
] |
|
|
(3.15) |
|
|
|
|
|
[ |
] |
|
|
(3.16) |
Молекулярная |
растворимость |
обусловлена |
наличием в |
растворе |
|||||
|
= |
|
. |
|
|
|
|||
недиссоциированных |
форм электролита |
. Для |
соединений |
с ионной |
|||||
кристаллической |
решеткой, |
являющихся |
сильными |
электролитами, |
|||
молекулярная растворимость близка нулю: |
|
|
и |
|
. Для соединений |
||
с молекулярной кристаллической решеткой |
ионная растворимость, как правило, |
||||||
= 0 |
|
общ ≈ |
|
||||
пренебрежимо мала по сравнению с молекулярной составляющей. |
|||||||
В этом разделе рассмотрим, каким |
образом |
рассчитывают ионную и |
|||||
молекулярную растворимость труднорастворимых электролитов с ковалентнополярными связями.
Ионная растворимость труднорастворимого электролита может быть найдена из следующих соображений. В соответствии с процессом растворения
(3.1), если в одном литре раствора растворяется 1 моль вещества |
, то |
||
образуется m моль/л ионов |
и n моль/л ионов |
. Если растворяется |
|
22