Теория сильных электролитов. Закон действующих масс и его применение к гетерогенным равновесиям презентация

ТЕОРИЯ СИЛЬНЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. ЗАКОН ДЕЙСТВУЮЩИХ МАСС И ЕГО ПРИМЕНЕНИЕ К ГЕТЕРОГЕННЫМ РАВНОВЕСИЯМ лектор – проф. Васюк С. А. 2016

План 1. Теория сильных электролитов. 2. Закон действующих масс. Константа равновесия. 3. Гетерогенные равновесия в системе «осадок - насыщенный раствор малорастворимого электролита». 4. Произведение растворимости и его связь с растворимостью. 5. Условия образования осадков. 6. Факторы, влияющие на растворимость. 7. Дробное осаждение. 8. Перевод одних малорастворимых осадков в другие. 9. Применение реакций осаждения в аналитической химии.

Теория сильных электролитов Дебая- Хюккеля

Для электролита Для электролита КnАm ↔ nКm+ + mАn-

Концентрационное произведение растворимости: Концентрационное произведение растворимости: ПРс = [Кm +]n ∙ [А n-]m

Природа осадка: ПРPbSO4 = 1,6∙10-8 Природа осадка: ПРPbSO4 = 1,6∙10-8 ПРPbCl2 = 1,6∙10-5 ПРPbCO3 = 7,5∙10-14

Пример. Вычислите, во сколько раз растворимость сульфита кальция в чистой воде меньше растворимости его в 0,1 М растворе нитрата натрия. ПРCaSO3 = 1,3 . 10-8. Пример. Вычислите, во сколько раз растворимость сульфита кальция в чистой воде меньше растворимости его в 0,1 М растворе нитрата натрия. ПРCaSO3 = 1,3 . 10-8. В воде:

ПР СaSO4(в воде) = 2,5· 10-5 ПР СaSO4(в воде) = 2,5· 10-5 ПР СaSO4(в этаноле) = 10-10

СaSO4↓ + Na2СО3 ↔ СaСО3↓ + Na2SO4 СaSO4↓ + Na2СО3 ↔ СaСО3↓ + Na2SO4