рівновага в розчинах малорозчинних електролітів задачі

рівновага в розчинах малорозчинних електролітів задачі

Рівновага в системах осад - розчин. Добуток розчинності. В аналітичній практиці дуже широко використовують процеси утворення і розчинення осадів. Розчинність різних речовин в одному і тому ж розчиннику або однієї речовини в різних розчинниках може коливатися у дуже широких межах.  нерозчинена речовина (осад) ? речовина у розчині. Всі солі, в тому числі і малорозчинні, відносяться до сильних електролітів. Через це при осадженні чи розчиненні малорозчинної солі у водному розчині в рівновазі з осадом знаходяться тільки йони солі. Рівняння динамічної рівноваги має вигляд.

Рівновага в насичених розчинах малорозчинних електролітів. Утворення розчинності. При розчиненні важкорозчинного електроліта у воді іони його гід ратуються, відриваються від поверхні кристала і відносяться у розчин. Одночасно протікає оборотний процес – осадження іонів із розчину на поверхню кристала (кристалізація). Мх « м++х- (1). тверда насичений. фаза розчин. Швидкість розчинення V1, тобто число іонів М+ і Х-, які переходять в розчин з одиниці поверхності осаду (Р) в одиницю часу, пропорційна числу іонів М+ і Х- на одиниці поверхності; при сталій температурі вона приблизно стала: V1=К1Р (2

В насиченому розчині малорозчинного сильного електроліту встановлюється рівновага між осадом (твердою фазою) і йонами електроліту в розчині, наприклад: CaSO4 ⇄ Ca 2+ + SO42−. осад розчин. В розчинах електролітів стан йонів визначається їх активністю і. константа рівноваги має вираз: K.

Теорія сильних і слабких електролітів. Рівновага в розчинах малорозчинних електролітів. Вы можете скачать доклад-презентацию на тему Теорія сильних і слабких електролітів. Рівновага в розчинах малорозчинних електролітів из категории "Математика". Красочные слайды помогут Вам заинтересовать слушателей и сделать ваше выступление запоминающимся. Презентация на заданную тему создана с помощью программы PowerPoint в форматах ppt или pptx и содержит 33 слайдов. Материал будет полезен как для преподавателей, так и для учащихся любого класса или курса. Поделитесь с близкими и друзьями найден

Рівновага в розчинах малорозчинних електролітів. Презентация на заданную тему содержит 33 слайдов. Для просмотра воспользуйтесь проигрывателем, если материал оказался полезным для Вас - поделитесь им с друзьями с помощью социальных кнопок и добавьте наш сайт презентаций в закладки! Презентации» Химия» Теорія сильних і слабких електролітів. Рівновага в розчинах малорозчинних електролітів. Слайды и текст этой презентации. Слайд 1.  Скачать презентацию на тему Теорія сильних і слабких електролітів. Рівновага в розчинах малорозчинних електролітів можно ниже: Отправить на email Скачать. Tags.

Малорозчинний електроліт випадає в осад, коли добуток рівноважних концентрацій іонів більший за значення ДР: [ Ag+ ]⋅[ Cl–] > ДРAgCl. Оскільки ДР при певній температурі є сталою величиною, то підвищення концентрації одного з іонів, на які дисоціює сполука, призводить до зниження концентрації іншого. Якщо до насиченого розчину AgCl додати розчин сполуки, яка містить іон Ag+ або Cl–, то рівновага AgCl Ag+ + Cl– порушується і згідно з принципом Лє Шательє зміщується ліворуч, тобто з розчину почне випадати AgCl. У свою чергу, осад розчиняється, коли один з його іонів утворює малорозчинну сполук

При додаванні до насиченого розчину малорозчинного електроліту розчину іншого сильного електроліту, що не має з малорозчинним електролітом однойменних йонів, йонна сила розчину підвищується, оскільки вона визначається концентраціями і зарядами всіх присутніх у розчині йонів: μ = ½([Kt1]∙I2(Kt1)+[An1]∙I2(An1)+[Kt2]∙I2(Kt2)+[An2] I2(An2)+. +…[Ktn]∙I2(Ktn)+ [Ann]∙I2(Ann)).  Виходячи з йонної сили розчину, визначають коефіцієнти активностей йонів малорозчинного електроліту. Активність йона пропорційна його фактичній концентрації: а = f ∙ c , де а – активність йона; f – коефіцієнт активності цього йона; с – концентрація даного йона в розчині в моль/дм3.

Завдяки наявності іонів рівновага у розчинах електролітів суттєво відрізняється від рівноваги оборотних реакцій у розчинах неелектролітів. Взаємодія іонів між собою і з недисоційованими молекулами, а також з полярним розчинником може приводити до змінення ступеня дисоціації і розчинності. Обов'язковою умовою протікання реакцій між електролітами є видалення із розчину тих чи інших іонів, тобто реакції у розчинах електролітів завжди спрямовані у бік утворення найменш дисоційованнх або найменш розчинних речовин. Зв’язок між ступенем дисоціації, концентрацією розчину і константою електролітич

Реакції в розчинах електролітів. Гідроліз солей. В основі теорії електролітичної дисоціації лежать два припущення: 1) розчинення електроліту супроводиться розкладом його молекул на йони; 2) електролітична дисоціація є оборотним процесом.  Характерною особливістю слабких електролітів є встановлення у розчині динамічної рівноваги між йонами і молекулами розчиненої речовини: СН3СООН ↔ СН3СОО- + Н+.  Якщо кристали малорозчинної солі побудовані з іонів, то у розчин переходять не молекули, а іони солі. Для малорозчинної сполуки, наприклад BaS04 або AgCl, що перебуває у рівновазі із своїм насиченим розчином, рівняння динамічної рівноваги матиме вигляд: BaSO4 ↔ Ba2+ + SO42

Рівновага в розчинах малорозчинних електролітів. підготувала к.х.н., доц. Демид А.Є. Гіпотеза іонізації була запропонована Сванте Арреніусом для пояснення поведінки водних розчинів кислот, основ і солей, що не підпорядковувалися законам розведених розчинів.  Після експериментальної перевірки гіпотеза іонізації стала називатися теорією електролітичної дисоціації. Арреніус є автором фізичної теорії розчинів. Він вважав, що в розчинах електролітів у результаті процесу дисоціації утворюються вільні іони. Як прихильник фізичної теорії розчинів, Арреніус припускав, що в розчині іони поводять себе подібно до молекул газу і тому властивості розчиненої речовини можна описати газовими законами.

Рівновага в розчинах малорозчинних електролітів. підготувала к.х.н., доц. Демид А.Є. Гіпотеза іонізації була запропонована Сванте Арреніусом для пояснення поведінки водних розчинів кислот, основ і солей, що не підпорядковувалися законам розведених розчинів.  Після експериментальної перевірки гіпотеза іонізації стала називатися теорією електролітичної дисоціації. Арреніус є автором фізичної теорії розчинів. Він вважав, що в розчинах електролітів у результаті процесу дисоціації утворюються вільні іони. Як прихильник фізичної теорії розчинів, Арреніус припускав, що в розчині іони поводять себе подібно до молекул газу і тому властивості розчиненої речовини можна описати газовими законами.

Електролітами називаються сполуки, які у розчинах чи розплавах розпадаються (дисоціюють) на іони і які при накладенні різниці потенціалів проводять електричний струм. Електроліти є провідниками другого роду, тому що електричний струм утворюється внаслідок руху іонів (на відміну від провідників першого роду – металів, в яких струм зумовлюється рухом електронів). Розчини електролітів характеризуються ступенем дисоціації - a, який є співвідношенням кількості молекул, які розпались на іони до загальної кількості молекул: a = nдис / nзаг. В залежності від чисельного значення a електроліти розділяют

Даний збірник задач укладений згідно навчальної програми дисципліни „Аналітична хімія”. Містить розв’язки типових задач з основних розділів аналітичної хімії: „Теоретичні основи аналітично хімія”, „Кількісний аналіз” (гравіметричний та титриметричний методи аналізу). Кожному розділу передує розгляд необхідних теоретичних положень, що полегшує розуміння розв’язування задач. У кінці кожного розділу подані задачі для самостійного розв’язування та деякі довідкові матеріали.  Осад малорозчинного електроліту утворюється, якщо після змішування розчинів реагентів добуток молярних концентрацій речовин катіонів і аніонів буде більшим, ніж ДР осаду: ЙД > ДР осаду.

Реакції в розчинах електролітів. Встановлення у розчині динамічної рівноваги між йонами і молекулами речовини.  Розчин - це гомогенна термодинамічно стійка система змінного складу, яка складається з двох або більшої кількості компонентів. Залежно від агрегатного стану розчиненої речовини і розчинника розчини бувають газоподібні, тверді і рідкі.  Якщо в задачі замість маси розчину дається його об`єм, то маса розчину знаходиться за такою формулою m(р-ну) = с·V(р-ну), де с - густина розчину, V - його об`єм. Молярна ( См ) - число молів розчиненої речовини в 1 літрі розчину. См = ; якщо н = , тоді См = , де.

В розчинах електролітів загальне число частинок розчиненої речовини (молекул, іонів) більше, ніж у розчинах неелектролітів тієї ж концентрації. Тому такі властивості, як осмотичний тиск Pосм, зниження тиску пари DP, підвищення температури кипіння Dtкип і зниження температури замерзання Dtзам, проявляються в більшій мірі.  Розчини сильних електролітів повністю дисоціюють на іони, і для них a має дорівнювати одиниці. Проте для концентрованих розчинів (> 0,1М) сильних електролітів a<1. Це пов’язано з електростатичною міжіонною взаємодією. Експериментальне значення a сильних електролітів називається позирним ступенем дисоціації і позначається aпоз.

2.6. Малорозчинні електроліти. Добуток розчинності… 2.7. Електропровідність розчинів електролітів…  У розчині електроліту встановлюється динамічна рівновага між молекулами й. іонами. 4. Електропровідність розчину електроліту пропорційна числу іонів у ньому.  Загальне число частинок електроліту в розчині й ізотонічний коефіцієнт дорівнюють: N′ = 5,84·1023 + 0,36⋅1023 = 6,20⋅1023, i=.

Мета – сформувати сучасні уявлення про йонні рівноваги в розчинах слабких електролітів. Підготовка до заняття.  5 При змішуванні розчинів хром(ІІІ) сульфату та натрій сульфіду утворюється осад хром(ІІІ) гідроксиду. Складіть рівняння цієї хімічної реакції у молекулярному та йонному вигляді. 6 При якій концентрації розчину (моль/л) ступінь дисоціації кислоти становитиме 3%? Константа дисоціації кислоти дорівнює . 7 Розрахуйте концентрацію катіонів Гідрогену (моль/л) у 0,02 М розчині сульфітної кислоти ( ), дисоціацією кислоти за другим ступенем можна знехтувати. 8 Чи утвориться осад при змішуванні 0,005 М розчину та 0,003 М розчину однакових об`ємів? Добуток розчинності дорівнює .

Концепція ідеального розчину. Термодинамічні властивості ідеальних розчинів. Рівновага розчин – газ. Закони Рауля. Неідеальні розчини.  Кислотно – основне титрування. Гідроліз солей. Розчинність малорозчинних електролiтiв. Добуток розчинності. Розділ 3. хімічна рівновага. Тема 8. Хімічна рівновага в гомогенних системах. Динамічні і термодинамічна характеристика хімічної рівноваги. Закон діючих мас.

В насиченому розчині сильного електроліту встановлюється рівновага між іонами цього електроліту, які знаходяться в розчині, і твердою фазою. Розглянемо приклад такої рівноваги спочатку для бінарного електроліту, тобто такого, який дисоціює лише на два іони: AgCI ⇄ Ag+ + CI-. Константу рівноваги для цього гетерогенного процесу можна виразити через активні (ефективні) концентрації речовини  Він кількісно характеризує рівновагу в насиченому розчині малорозчинного електроліту. ДР = [ Ag+][ CI-]. Виходячи зі значень ДР, можна розраховувати розчинність електролітів, в тому числі й у випадках, коли в розчинах присутні однойменні до цих електролітів іони. Приклад такого розрахунку наведено далі.