Jaki slabi elektroliti. Jaki elektroliti

Teme USE kodifikatora:Elektrolitička disocijacija elektrolita u vodenim otopinama. Jaki i slabi elektroliti.

- To su tvari čije otopine i taline provode električnu struju.

Električna struja je uređeno kretanje nabijenih čestica pod utjecajem električno polje. Dakle, u otopinama ili talinama elektrolita postoje nabijene čestice. U otopinama elektrolita, u pravilu, električna vodljivost je posljedica prisutnosti iona.

ioni su nabijene čestice (atomi ili skupine atoma). Odvojite pozitivno nabijene ione kationi) i negativno nabijenih iona ( anioni).

Elektrolitička disocijacija - To je proces razgradnje elektrolita na ione tijekom njegovog otapanja ili taljenja.

Odvojene tvari - elektroliti i neelektroliti. Do neelektroliti uključuju tvari s jakom kovalentnom nepolarnom vezom (jednostavne tvari), sve okside (koji su kemijski ne u interakciji s vodom), većina organska tvar(osim polarnih spojeva - karboksilne kiseline, njihove soli, fenoli) - aldehidi, ketoni, ugljikovodici, ugljikohidrati.

Do elektroliti uključuju neke tvari s kovalentnom polarnom vezom i tvari s ionskom kristalnom rešetkom.

Što je bit procesa elektrolitička disocijacija?

Stavite nekoliko kristala natrijeva klorida u epruvetu i dodajte vodu. Nakon nekog vremena kristali će se otopiti. Što se dogodilo?
Natrijev klorid je tvar s ionskom kristalnom rešetkom. Kristal NaCl sastoji se od iona Na + i Cl- . U vodi se ovaj kristal raspada na strukturne jedinice – ione. U tom slučaju dolazi do prekida ionskih kemijskih veza i nekih vodikovih veza između molekula vode. Ioni Na + i Cl - koji ulaze u vodu stupaju u interakciju s molekulama vode. U slučaju kloridnih iona može se govoriti o elektrostatskom privlačenju dipolnih (polarnih) molekula vode prema anionu klora, a u slučaju natrijevih kationa ono se po svojoj prirodi približava donorno-akceptorskom (kada se elektronski par spaja atoma kisika nalazi se na slobodnim orbitalama natrijeva iona). Prekriveni su ioni okruženi molekulama vodehidratacijska školjka. Disocijacija natrijeva klorida opisuje se jednadžbom: NaCl = Na + + Cl - .

Kada se spojevi s kovalentnom polarnom vezom otope u vodi, molekule vode, okružujući polarnu molekulu, najprije rastežu vezu u njoj, povećavajući njenu polarnost, zatim je razbijaju na ione, koji se hidratiziraju i ravnomjerno raspoređuju u otopini. Na primjer, klorovodična kiselina disocira na ione na sljedeći način: HCl \u003d H + + Cl -.

Tijekom taljenja, kada se kristal zagrijava, ioni počinju stvarati intenzivne vibracije u čvorovima kristalne rešetke, uslijed čega se ona urušava, nastaje talina koja se sastoji od iona.

Proces elektrolitičke disocijacije karakterizira stupanj disocijacije molekula tvari:

Stupanj disocijacije je omjer broja disociranih (raspadnutih) molekula prema ukupni broj molekule elektrolita. Odnosno, koji se udio molekula izvorne tvari razgrađuje na ione u otopini ili talini.

α=N prodis /N ref, gdje je:

N prodis je broj disociranih molekula,

N ref je početni broj molekula.

Prema stupnju disocijacije elektrolite dijelimo na snažna i slab.

Jaki elektroliti (α≈1):

1. Sve topive soli (uključujući soli organskih kiselina - kalijev acetat CH 3 COOK, natrijev format HCOONa itd.)

2. Jake kiseline: HCl, HI, HBr, HNO 3 , H 2 SO 4 (na prvom stupnju), HClO 4 i druge;

3. Alkalije: NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH; Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.

Jaki elektroliti raspadaju se na ione gotovo potpuno u vodenim otopinama, ali samo u. U otopinama se čak i jaki elektroliti mogu samo djelomično razgraditi. Oni. stupanj disocijacije jakih elektrolita α približno je jednak 1 samo za nezasićene otopine tvari. U zasićenim ili koncentriranim otopinama stupanj disocijacije jakih elektrolita može biti manji ili jednak 1: α≤1.

Slabi elektroliti (α<1):

1. Slabe kiseline, uklj. organski;

2. Netopljive baze i amonijev hidroksid NH 4 OH;

3. Netopljive i neke slabo topljive soli (ovisno o topljivosti).

Neelektroliti:

1. Oksidi koji ne stupaju u interakciju s vodom (oksidi koji stupaju u interakciju s vodom, kada se otope u vodi, stupaju u kemijsku reakciju stvarajući hidrokside);

2. Jednostavne tvari;

3. Većina organskih tvari sa slabo polarnim ili nepolarnim vezama (aldehidi, ketoni, ugljikovodici itd.).

Kako tvari disociraju? prema stupnju disocijacije snažna i slab elektroliti.

Jaki elektroliti potpuno disociraju (u zasićenim otopinama), u jednom koraku, sve se molekule razlažu na ione, gotovo nepovratno. Imajte na umu da tijekom disocijacije u otopini nastaju samo stabilni ioni. Najčešći ioni mogu se pronaći u tablici topljivosti - vašoj službenoj varalici na svakom ispitu. Stupanj disocijacije jakih elektrolita približno je jednak 1. Na primjer, tijekom disocijacije natrijevog fosfata nastaju ioni Na + i PO 4 3–:

Na 3 PO 4 → 3Na + + PO 4 3-

NH 4 Cr(SO 4) 2 → NH 4 + + Cr 3+ + 2SO 4 2–

Disocijacija slabi elektroliti : polibazične kiseline i polikisele baze događa se postupno i reverzibilno. Oni. tijekom disocijacije slabih elektrolita samo se vrlo mali dio početnih čestica razgrađuje na ione. Na primjer, ugljična kiselina:

H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 -

HCO 3 – ↔ H + + CO 3 2–

Magnezijev hidroksid također disocira u 2 koraka:

Mg (OH) 2 ⇄ Mg (OH) + OH -

Mg(OH) + ⇄ Mg 2+ + OH -

Kisele soli također disociraju stepenasto, prvo se prekidaju ionske veze, zatim kovalentne polarne. Na primjer, kalijev hidrogenkarbonat i magnezijev hidroksoklorid:

KHCO 3 ⇄ K + + HCO 3 – (α=1)

HCO 3 – ⇄ H + + CO 3 2– (α< 1)

Mg(OH)Cl ⇄ MgOH + + Cl – (α=1)

MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH - (α<< 1)

Stupanj disocijacije slabih elektrolita mnogo je manji od 1: α<<1.

Glavne odredbe teorije elektrolitičke disocijacije su dakle:

1. Kada se otope u vodi, elektroliti disociraju (razlažu se) na ione.

2. Razlog disocijacije elektrolita u vodi je njezina hidratacija, tj. interakcija s molekulama vode i kidanje kemijske veze u njoj.

3. Pod utjecajem vanjskog električnog polja pozitivno nabijeni ioni kreću se prema pozitivno nabijenoj elektrodi – katodi, nazivaju se kationi. Negativno nabijeni elektroni kreću se prema negativnoj elektrodi – anodi. Zovu se anioni.

4. Elektrolitička disocijacija događa se reverzibilno za slabe elektrolite, a praktički nepovratno za jake elektrolite.

5. Elektroliti mogu disocirati na ione u različitim stupnjevima, ovisno o vanjskim uvjetima, koncentraciji i prirodi elektrolita.

6. Kemijska svojstva iona razlikuju se od svojstava jednostavnih tvari. Kemijska svojstva otopina elektrolita određena su svojstvima onih iona koji iz nje nastaju tijekom disocijacije.

Primjeri.

1. Uz nepotpunu disocijaciju 1 mola soli, ukupan broj pozitivnih i negativnih iona u otopini bio je 3,4 mola. Formula soli - a) K 2 S b) Ba (ClO 3) 2 c) NH 4 NO 3 d) Fe (NO 3) 3

Odluka: za početak ćemo odrediti jačinu elektrolita. To se lako može učiniti iz tablice topljivosti. Sve soli navedene u odgovorima su topljive, tj. jaki elektroliti. Zatim zapisujemo jednadžbe elektrolitičke disocijacije i pomoću jednadžbe određujemo najveći broj iona u svakoj otopini:

a) K 2 S ⇄ 2K + + S 2– , s potpunom razgradnjom 1 mola soli nastaje 3 mola iona, više od 3 mola iona neće raditi ni na koji način;

b) Ba(ClO 3) 2 ⇄ Ba 2+ + 2ClO 3 -, opet, tijekom raspadanja 1 mola soli nastaje 3 mola iona, više od 3 mola iona ne nastaje nikako;

u) NH 4 NO 3 ⇄ NH 4 + + NO 3 -, tijekom raspadanja 1 mola amonijevog nitrata, 2 mola iona nastaje što je više moguće, više od 2 mola iona ne nastaje ni na koji način;

G) Fe(NO 3) 3 ⇄ Fe 3+ + 3NO 3 -, potpunom razgradnjom 1 mola željezovog (III) nitrata nastaje 4 mola iona. Stoga je kod nepotpune razgradnje 1 mola željeznog nitrata moguće stvaranje manjeg broja iona (nepotpuna razgradnja moguća je u zasićenoj otopini soli). Dakle, opcija 4 nam odgovara.

Teorija elektrolitičke disocijacije predložio švedski znanstvenik S. Arrhenius 1887. godine.

Elektrolitička disocijacija- ovo je razgradnja molekula elektrolita s stvaranjem pozitivno nabijenih (kationa) i negativno nabijenih (aniona) iona u otopini.

Na primjer, octena kiselina disocira ovako u vodenoj otopini:

CH 3 COOH⇄H + + CH 3 COO - .

Disocijacija je reverzibilan proces. Ali različiti elektroliti različito disociraju. Stupanj ovisi o prirodi elektrolita, njegovoj koncentraciji, prirodi otapala, vanjskim uvjetima (temperatura, tlak).

Stupanj disocijacije α - omjer broja molekula razloženih na ione prema ukupnom broju molekula:

α=v´(x)/v(x).

Stupanj može varirati od 0 do 1 (od odsutnosti disocijacije do njenog potpunog završetka). Označeno kao postotak. Utvrđuje se eksperimentalno. Tijekom disocijacije elektrolita povećava se broj čestica u otopini. Stupanj disocijacije pokazuje snagu elektrolita.

razlikovati snažna i slabi elektroliti.

Jaki elektroliti- to su elektroliti čiji stupanj disocijacije prelazi 30%.

Elektroliti srednje jakosti- to su oni čiji se stupanj disocijacije kreće u rasponu od 3% do 30%.

Slabi elektroliti- stupanj disocijacije u vodenoj 0,1 M otopini je manji od 3%.

Primjeri slabih i jakih elektrolita.

Jaki elektroliti u razrijeđenim otopinama potpuno se razlažu na ione, t.j. α = 1. Ali eksperimenti pokazuju da disocijacija ne može biti jednaka 1, ona ima približnu vrijednost, ali nije jednaka 1. Ovo nije prava disocijacija, već prividna.

Na primjer, neka neka veza α = 0,7. Oni. prema Arrheniusovoj teoriji 30% nedisociranih molekula “pluta” u otopini. A 70% formira slobodnih iona. A elektrostatska teorija daje drugačiju definiciju ovog koncepta: ako je α \u003d 0,7, tada su sve molekule disocirane u ione, ali ioni su samo 70% slobodni, a preostalih 30% vezano je elektrostatskim interakcijama.

Prividni stupanj disocijacije.

Stupanj disocijacije ne ovisi samo o prirodi otapala i otopljene tvari, već i o koncentraciji otopine i temperaturi.

Jednadžba disocijacije može se predstaviti na sljedeći način:

AK ⇄ A- + K + .

A stupanj disocijacije može se izraziti na sljedeći način:

S povećanjem koncentracije otopine smanjuje se stupanj disocijacije elektrolita. Oni. vrijednost stupnja za određeni elektrolit nije konstantna vrijednost.

Budući da je disocijacija reverzibilan proces, jednadžbe brzine reakcije mogu se napisati na sljedeći način:

Ako je disocijacija ravnotežna, tada su stope jednake i kao rezultat dobivamo konstanta ravnoteže(konstanta disocijacije):

K ovisi o prirodi otapala i temperaturi, ali ne ovisi o koncentraciji otopina. Iz jednadžbe je vidljivo da što je više nedisociranih molekula, to je niža vrijednost konstante disocijacije elektrolita.

Polibazične kiseline disociraju u koracima, a svaki korak ima svoju vrijednost konstante disocijacije.

Ako polibazna kiselina disocira, tada se prvi proton najlakše odcjepi, a kako naboj aniona raste, privlačnost se povećava, pa se proton odvaja puno teže. Na primjer,

Konstante disocijacije fosforne kiseline u svakoj fazi trebale bi biti vrlo različite:

I - faza:

II - faza:

III - faza:

Na prvom stupnju fosforna kiselina je kiselina srednje jakosti, a na 2. stupnju je slaba, na 3. stupnju je vrlo slaba.

Primjeri konstanti ravnoteže za neke otopine elektrolita.

Razmotrite primjer:

Ako se metalni bakar doda otopini koja sadrži ione srebra, tada bi u trenutku ravnoteže koncentracija iona bakra trebala biti veća od koncentracije srebra.

Ali konstanta ima nisku vrijednost:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Što sugerira da se do trenutka kada je ravnoteža postignuta vrlo malo srebrnog klorida otopilo.

Koncentracija metalnog bakra i srebra uvedena je u konstantu ravnoteže.

Ionski produkt vode.

Tablica ispod sadrži podatke:

Ova konstanta se zove ionski proizvod vode, što ovisi samo o temperaturi. Prema disocijaciji postoji jedan hidroksidni ion za 1 H + ion. U čistoj vodi koncentracija ovih iona je ista: [ H + ] = [Oh - ].

Stoga, [ H + ] = [Oh-] = = 10-7 mol/l.

Ako se vodi doda strana tvar, poput klorovodične kiseline, koncentracija vodikovih iona će se povećati, ali ionski produkt vode ne ovisi o koncentraciji.

A ako dodate lužinu, tada će se koncentracija iona povećati, a količina vodika će se smanjiti.

Koncentracija i međusobno su povezani: što je veća jedna vrijednost, to je manja druga.

Kiselost otopine (pH).

Kiselost otopina obično se izražava koncentracijom iona H + . U kiselim sredinama pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH\u003d 10 -7 mol / l, u alkalnom - pH> 10 -7 mol/l.
Kiselost otopine izražava se negativnim logaritmom koncentracije vodikovih iona, nazivajući je pH.

pH = -lg[ H + ].

Odnos između konstante i stupnja disocijacije.

Razmotrimo primjer disocijacije octene kiseline:

Nađimo konstantu:

Molarna koncentracija S=1/V, zamijenimo u jednadžbu i dobijemo:

Ove jednadžbe su po zakonu o uzgoju W. Ostwalda, prema kojem konstanta disocijacije elektrolita ne ovisi o razrijeđenosti otopine.

Sve tvari možemo podijeliti na elektrolite i neelektrolite. U elektrolite spadaju tvari čije otopine ili taline provode električnu struju (npr. vodene otopine ili taline KCl, H 3 PO 4, Na 2 CO 3). Tvari koje nisu elektroliti ne provode električnu struju kada su otopljene ili otopljene (šećer, alkohol, aceton itd.).

Elektroliti se dijele na jake i slabe. Jaki elektroliti u otopinama ili talinama potpuno disociraju na ione. Pri pisanju jednadžbi kemijskih reakcija to je naglašeno strelicom u jednom smjeru, na primjer:

HCl → H + + Cl -

Ca (OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -

Jaki elektroliti uključuju tvari heteropolarne ili ionske kristalne strukture (tablica 1.1).

Tablica 1.1 Jaki elektroliti

Slabi elektroliti se samo djelomično razlažu na ione. Uz ione, u talinama ili otopinama ovih tvari prisutna je velika većina nedisociranih molekula. U otopinama slabih elektrolita, paralelno s disocijacijom, odvija se i obrnuti proces - asocijacija, odnosno spajanje iona u molekule. Pri pisanju jednadžbe reakcije to je naglašeno s dvije suprotno usmjerene strelice.

CH 3 COOH D CH 3 COO - + H +

Slabi elektroliti uključuju tvari s homeopolarnim tipom kristalne rešetke (tablica 1.2).

Tablica 1.2 Slabi elektroliti

Ravnotežno stanje slabog elektrolita u vodenoj otopini kvantitativno je karakterizirano stupnjem elektrolitičke disocijacije i konstantom elektrolitičke disocijacije.

Stupanj elektrolitičke disocijacije α je omjer broja molekula razloženih na ione prema ukupnom broju otopljenih molekula elektrolita:

Stupanj disocijacije pokazuje koji se dio ukupne količine otopljenog elektrolita razgrađuje na ione i ovisi o prirodi elektrolita i otapala, kao i o koncentraciji tvari u otopini, ima bezdimenzionalnu vrijednost, iako je obično se izražava u postocima. S beskonačnim razrjeđivanjem otopine elektrolita, stupanj disocijacije se približava jedinici, što odgovara potpunoj, 100% disocijaciji molekula otopljene tvari u ione. Za otopine slabih elektrolita α<<1. Сильные электролиты в растворах диссоциируют полностью (α =1). Если известно, что в 0,1 М растворе уксусной кислоты степень электрической диссоциации α =0,0132, это означает, что 0,0132 (или 1,32%) общего количества растворённой уксусной кислоты продиссоциировало на ионы, а 0,9868 (или 98,68%) находится в виде недиссоциированных молекул. Диссоциация слабых электролитов в растворе подчиняется закону действия масс.

Općenito, reverzibilna kemijska reakcija može se predstaviti kao:

a A+ b B D d D+ e E

Brzina reakcije izravno je proporcionalna umnošku koncentracije reagirajućih čestica u potencijama njihovih stehiometrijskih koeficijenata. Zatim za izravnu reakciju

V 1 = k 1 [A] a[B] b,

i brzinu obrnute reakcije

V 2 = k 2[D] d[E] e.

U nekom trenutku u vremenu, brzine prednje i obrnute reakcije će se izjednačiti, tj.

To se stanje naziva kemijska ravnoteža. Odavde

k 1 [A] a[B] b=k 2[D] d[E] e

Grupirajući konstante s jedne strane i varijable s druge strane, dobivamo:

Dakle, za reverzibilnu kemijsku reakciju u stanju ravnoteže, umnožak ravnotežnih koncentracija reakcijskih produkata u potencijama njihovih stehiometrijskih koeficijenata, u odnosu na isti produkt za početne tvari, konstantna je vrijednost pri danoj temperaturi i tlaku . Brojčana vrijednost konstante kemijske ravnoteže Do ne ovisi o koncentraciji reaktanata. Na primjer, konstanta ravnoteže za disocijaciju dušične kiseline, u skladu sa zakonom djelovanja mase, može se napisati kao:

HNO 2 + H 2 OD H 3 O + + NO 2 -

.

vrijednost K a naziva se konstanta disocijacije kiseline, u ovom slučaju dušične.

Slično se izražava konstanta disocijacije slabe baze. Na primjer, za reakciju disocijacije amonijaka:

NH 3 + H 2 O DNH 4 + + OH -

.

vrijednost K b naziva konstanta disocijacije baze, u ovom slučaju amonijaka. Što je viša konstanta disocijacije elektrolita, elektrolit više disocira i veća je koncentracija njegovih iona u otopini u ravnoteži. Postoji odnos između stupnja disocijacije i konstante disocijacije slabog elektrolita:

Ovo je matematički izraz Ostwaldovog zakona razrjeđivanja: kada se slabi elektrolit razrijedi, povećava se stupanj njegove disocijacije. Za slabe elektrolite na Do≤1∙10 -4 i S≥0,1 mol/l koristite pojednostavljeni izraz:

Do= α 2 ∙S ili α

Primjer1. Izračunajte stupanj disocijacije i koncentraciju iona i [ NH 4 + ] u 0,1 M otopini amonijevog hidroksida ako Do NH 4 OH \u003d 1,76 ∙ 10 -5

Dato je: NH 4 OH

Do NH 4 OH \u003d 1,76 ∙ 10 -5

Odluka:

Budući da je elektrolit prilično slab ( Na NH4OH =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:

ili 1,33%

Koncentracija iona u binarnoj otopini elektrolita jednaka je C∙α, budući da binarni elektrolit ionizira uz stvaranje jednog kationa i jednog aniona, tada \u003d [ NH 4 + ] \u003d 0,1 1,33 10 -2 \u003d 1,33 10 -3 (mol / l).

Odgovor: a=1,33%; \u003d [NH 4 +] \u003d 1,33 ∙ 10 -3 mol / l.

Teorija jakih elektrolita

Jaki elektroliti u otopinama i talinama potpuno disociraju na ione. Međutim, eksperimentalna istraživanja električne vodljivosti otopina jakih elektrolita pokazuju da je njezina vrijednost donekle podcijenjena u usporedbi s električnom vodljivošću koja bi trebala biti pri 100%-tnoj disocijaciji. Ova razlika se objašnjava teorijom jakih elektrolita koju su predložili Debye i Hueckel. Prema ovoj teoriji, u otopinama jakih elektrolita postoji elektrostatska interakcija između iona. Oko svakog iona stvara se “ionska atmosfera” od iona suprotnog naboja, što usporava kretanje iona u otopini pri prolasku istosmjerne električne struje. Osim elektrostatske interakcije iona, u koncentriranim otopinama potrebno je voditi računa o asocijaciji iona. Utjecaj međuionskih sila stvara učinak nepotpune disocijacije molekula, tj. prividni stupanj disocijacije. Eksperimentalno određena vrijednost α uvijek je nešto niža od prave α. Na primjer, u 0,1 M otopini Na 2 SO 4 eksperimentalna vrijednost α = 45%. Za uzimanje u obzir elektrostatskih čimbenika u otopinama jakih elektrolita koristi se koncept aktivnosti (a). Aktivnost iona naziva se efektivna ili prividna koncentracija, prema kojoj ion djeluje u otopini. Aktivnost i prava koncentracija povezani su izrazom:

gdje f- koeficijent aktivnosti, koji karakterizira stupanj odstupanja sustava od idealnog zbog elektrostatskih interakcija iona.

Koeficijenti aktivnosti iona ovise o vrijednosti µ, koja se naziva ionska jakost otopine. Ionska jakost otopine mjera je elektrostatske interakcije svih iona prisutnih u otopini i jednaka je polovici zbroja umnožaka koncentracija (s) svakog od iona prisutnih u otopini po kvadratu njegovog broja naboja (z):

.

U razrijeđenim otopinama (µ<0,1М) коэффициенты активности меньше единицы и уменьшаются с ростом ионной силы. Растворы с очень низкой ионной силой (µ < 1∙10 -4 М) можно считать идеальными. В бесконечно разбавленных растворах электролитов активность можно заменить истинной концентрацией. В идеальной системе a = c a faktor aktivnosti je 1. To znači da praktički nema elektrostatskih međudjelovanja. U vrlo koncentriranim otopinama (µ>1M), koeficijenti aktivnosti iona mogu biti veći od jedinice. Odnos koeficijenta aktivnosti s ionskom jakošću otopine izražava se formulama:

na µ <10 -2

pri 10 -2 ≤ µ ≤ 10 -1

+ 0,1z2µ na 0,1<µ <1

Konstanta ravnoteže izražena aktivnostima naziva se termodinamička. Na primjer, za reakciju

a A+ b B d D+ e E

termodinamička konstanta ima oblik:

Ovisi o temperaturi, tlaku i prirodi otapala.

Budući da je aktivnost čestice , dakle

gdje Do C je konstanta koncentracijske ravnoteže.

Značenje Do C ne ovisi samo o temperaturi, prirodi otapala i tlaku, već i o ionskoj jakosti m. Budući da termodinamičke konstante ovise o najmanjem broju čimbenika, one su, dakle, najosnovnije karakteristike ravnoteže. Stoga se u referentnim knjigama daju termodinamičke konstante. Vrijednosti termodinamičkih konstanti nekih slabih elektrolita dane su u dodatku ovog priručnika. \u003d 0,024 mol / l.

S povećanjem naboja iona smanjuje se koeficijent aktivnosti i aktivnost iona.

Pitanja za samokontrolu:

1. Što je idealan sustav? Navedite glavne razloge odstupanja realnog sustava od idealnog.
2. Koliki je stupanj disocijacije elektrolita?
3. Navedite primjere jakih i slabih elektrolita.
4. Kakav je odnos između konstante disocijacije i stupnja disocijacije slabog elektrolita? Izrazi to matematički.
5. Što je aktivnost? Kako su vezane aktivnost iona i njegova prava koncentracija?
6. Što je faktor aktivnosti?
7. Kako naboj iona utječe na vrijednost koeficijenta aktivnosti?
8. Što je ionska jakost otopine, njezin matematički izraz?
9. Napiši formule za izračun koeficijenata aktivnosti pojedinih iona ovisno o ionskoj jakosti otopine.
10. Formulirajte zakon djelovanja mase i izrazite ga matematički.
11. Što je konstanta termodinamičke ravnoteže? Koji faktori utječu na njegovu vrijednost?
12. Što je konstanta koncentracijske ravnoteže? Koji faktori utječu na njegovu vrijednost?
13. Kako su povezane termodinamičke i koncentracijske konstante ravnoteže?
14. U kojoj se mjeri može promijeniti vrijednost koeficijenta aktivnosti?
15. Koje su glavne odredbe teorije jakih elektrolita?

Slabi elektroliti Tvari koje djelomično disociraju na ione. Otopine slabih elektrolita, uz ione, sadrže i nedisocirane molekule. Slabi elektroliti ne mogu dati visoku koncentraciju iona u otopini. Slabi elektroliti uključuju:

1) gotovo sve organske kiseline (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH, itd.);

2) neke anorganske kiseline (H 2 CO 3 , H 2 S itd.);

3) gotovo sve soli topljive u vodi, baze i amonijev hidroksid Ca 3 (PO 4) 2 ; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH;

Oni su loši vodiči (ili gotovo nevodiči) električne struje.

Koncentracije iona u otopinama slabih elektrolita kvalitativno su karakterizirane stupnjem i konstantom disocijacije.

Stupanj disocijacije izražava se u dijelovima jedinice ili kao postotak (a \u003d 0,3 je uvjetna granica podjele na jake i slabe elektrolite).

Stupanj disocijacije ovisi o koncentraciji otopine slabog elektrolita. Kada se razrijedi vodom, stupanj disocijacije se uvijek povećava, jer povećava se broj molekula otapala (H 2 O) po molekuli otopljene tvari. Prema Le Chatelierovom principu, ravnoteža elektrolitičke disocijacije u ovom bi se slučaju trebala pomaknuti u smjeru stvaranja proizvoda, tj. hidratizirani ioni.

Stupanj elektrolitičke disocijacije ovisi o temperaturi otopine. Obično se s povećanjem temperature povećava stupanj disocijacije, jer aktiviraju se veze u molekulama, one postaju pokretljivije i lakše se ioniziraju. Koncentracija iona u slaboj otopini elektrolita može se izračunati poznavajući stupanj disocijacije a i početna koncentracija tvari c u otopini.

HAn = H + + An - .

Konstanta ravnoteže K p ove reakcije je konstanta disocijacije K d:

K d = . / . (10.11)

Ako ravnotežne koncentracije izrazimo preko koncentracije slabog elektrolita C i njegovog stupnja disocijacije α, tada dobivamo:

K d \u003d C. α. C. α/C. (1-α) = C. α 2 /1-α. (10.12)

Ovaj odnos se zove Ostwaldov zakon razrjeđenja. Za vrlo slabe elektrolite kod α<<1 это уравнение упрощается:

K d \u003d C. α 2. (10.13)

To nam omogućuje da zaključimo da, pri beskonačnom razrjeđenju, stupanj disocijacije α teži jedinici.

Protolitička ravnoteža u vodi:

,

,

Pri konstantnoj temperaturi u razrijeđenim otopinama koncentracija vode u vodi je konstantna i jednaka je 55,5, ( )

, (10.15)

gdje je K in ionski produkt vode.

Tada je =10 -7 . U praksi se, zbog pogodnosti mjerenja i bilježenja, koristi vrijednost - pH vrijednost, (kriterij) jakosti kiseline ili baze. Na sličan način .

Iz jednadžbe (11.15): . Pri pH = 7 - reakcija otopine je neutralna, pri pH<7 – кислая, а при pH>7 - alkalno.

U normalnim uvjetima (0°C):

, onda

Slika 10.4 - pH različitih tvari i sustava

10.7 Otopine jakih elektrolita

Jaki elektroliti su tvari koje se, otopljene u vodi, gotovo potpuno razlažu na ione. U jake elektrolite u pravilu spadaju tvari s ionskim ili visokopolarnim vezama: sve visoko topive soli, jake kiseline (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) i jake baze (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).

U otopini jakog elektrolita otopljena se tvar nalazi uglavnom u obliku iona (kationa i aniona); nedisociranih molekula praktički nema.

Temeljna razlika između jakih i slabih elektrolita je u tome što je disocijacijska ravnoteža jakih elektrolita potpuno pomaknuta udesno:

H 2 SO 4 \u003d H + + HSO 4 -,

pa stoga konstanta ravnoteže (disocijacije) ispada neodređena veličina. Smanjenje električne vodljivosti s povećanjem koncentracije jakog elektrolita posljedica je elektrostatske interakcije iona.

Nizozemski znanstvenik Petrus Josephus Wilhelmus Debye i njemački znanstvenik Erich Hückel postulirali su:

1) elektrolit potpuno disocira, ali u relativno razrijeđenim otopinama (C M = 0,01 mol. l -1);

2) svaki ion je okružen ljuskom iona suprotnog predznaka. Zauzvrat, svaki od ovih iona je solvatiran. Ovo okruženje naziva se ionska atmosfera. U elektrolitičkoj interakciji iona suprotnih predznaka potrebno je uzeti u obzir utjecaj ionske atmosfere. Kada se kation kreće u elektrostatskom polju, ionska atmosfera se deformira; zgušnjava se pred njim i tanji iza njega. Ova asimetrija ionske atmosfere ima to veći inhibitorni učinak na kretanje kationa, što je veća koncentracija elektrolita i što je veći naboj iona. U tim sustavima pojam koncentracije postaje višeznačan i treba ga zamijeniti aktivnošću. Za binarni jednostruko nabijeni elektrolit KatAn = Kat + + An - aktivnosti kationa (a +) odnosno aniona (a -) su

a + = γ + . C + , a - = γ - . C - , (10.16)

gdje su C + i C - analitičke koncentracije kationa odnosno aniona;

γ + i γ - - njihovi koeficijenti aktivnosti.

i koeficijenti aktivnosti:

Debye-Hückelov koeficijent aktivnosti ovisi barem o temperaturi, permitivnosti otapala (ε) i ionskoj jakosti (I); potonji služi kao mjera intenziteta električnog polja koje stvaraju ioni u otopini.

Za dati elektrolit, ionska jakost izražava se Debye-Hückelovom jednadžbom:

Ionska snaga je pak jednaka

gdje je C analitička koncentracija;

z je naboj kationa ili aniona.

Za jednostruko nabijeni elektrolit, ionska jakost je jednaka koncentraciji. Stoga će NaCl i Na 2 SO 4 pri istim koncentracijama imati različite ionske jakosti. Usporedba svojstava otopina jakih elektrolita može se provesti samo kada su ionske jakosti iste; čak i male nečistoće dramatično mijenjaju svojstva elektrolita.

Slika 10.5 - Ovisnost

RJEŠENJA
TEORIJA ELEKTROLITSKE DISOCIJACIJE

ELEKTROLITSKA DISOCIJACIJA
ELEKTROLITI I NEELEKTROLITI

Teorija elektrolitičke disocijacije

(S. Arrhenius, 1887.)

1. Kada se otope u vodi (ili rastale), elektroliti se razgrađuju na pozitivno i negativno nabijene ione (podložni elektrolitičkoj disocijaciji).

2. Pod djelovanjem električne struje kationi (+) se kreću prema katodi (-), a anioni (-) prema anodi (+).

3. Elektrolitička disocijacija je reverzibilan proces (obratna reakcija naziva se molarizacija).

4. Stupanj elektrolitičke disocijacije ( a ) ovisi o prirodi elektrolita i otapala, temperaturi i koncentraciji. Prikazuje omjer broja molekula razloženih na ione ( n ) na ukupan broj molekula unesenih u otopinu ( N).

a = n / N0< a <1

Mehanizam elektrolitičke disocijacije ionskih tvari

Pri otapanju spojeva s ionskim vezama ( npr. NaCl ) proces hidratacije počinje orijentacijom vodenih dipola oko svih izbočina i lica kristala soli.

Orijentirajući se oko iona kristalne rešetke, molekule vode s njima stvaraju vodikove ili donorsko-akceptorske veze. Ovim procesom oslobađa se velika količina energije, koja se naziva energija hidratacije.

Energija hidratacije, čija je vrijednost usporediva s energijom kristalne rešetke, ide na razaranje kristalne rešetke. U tom slučaju hidratizirani ioni prelaze sloj po sloj u otapalo i, miješajući se s njegovim molekulama, tvore otopinu.

Mehanizam elektrolitičke disocijacije polarnih tvari

Slično disociraju i tvari čije su molekule građene prema tipu polarne kovalentne veze (polarne molekule). Oko svake polarne molekule materije ( npr. HCl ), dipoli vode su usmjereni na određeni način. Kao rezultat interakcije s vodenim dipolima, polarna molekula postaje još više polarizirana i pretvara se u ionsku molekulu, tada se lako stvaraju slobodni hidratizirani ioni.

Elektroliti i neelektroliti

Elektrolitička disocijacija tvari, koja se nastavlja stvaranjem slobodnih iona, objašnjava električnu vodljivost otopina.

Proces elektrolitičke disocijacije obično se zapisuje u obliku dijagrama, bez otkrivanja njegovog mehanizma i izostavljanja otapala ( H2O ), iako je on glavni suradnik.

CaCl 2 "Ca 2+ + 2Cl -

KAl(SO 4) 2 "K + + Al 3+ + 2SO 4 2-

HNO 3 "H + + NO 3 -

Ba (OH) 2 "Ba 2+ + 2OH -

Iz električne neutralnosti molekula slijedi da ukupni naboj kationa i aniona mora biti jednak nuli.

Na primjer, za

Al 2 (SO 4) 3 ––2 (+3) + 3 (-2) = +6 - 6 = 0

KCr(SO 4) 2 ––1 (+1) + 3 (+3) + 2 (-2) = +1 + 3 - 4 = 0

Jaki elektroliti

To su tvari koje se otopljene u vodi gotovo potpuno razlažu na ione. U jake elektrolite u pravilu spadaju tvari s ionskim ili visokopolarnim vezama: sve visoko topive soli, jake kiseline ( HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3 ) i jake baze ( LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).

U otopini jakog elektrolita otopljena se tvar nalazi uglavnom u obliku iona (kationa i aniona); nedisociranih molekula praktički nema.

Slabi elektroliti

Tvari koje djelomično disociraju na ione. Otopine slabih elektrolita, uz ione, sadrže i nedisocirane molekule. Slabi elektroliti ne mogu dati visoku koncentraciju iona u otopini.

Slabi elektroliti uključuju:

1) gotovo sve organske kiseline ( CH3COOH, C2H5COOH, itd.);

2) neke anorganske kiseline ( H2CO3, H2S, itd.);

3) gotovo sve soli topljive u vodi, baze i amonijev hidroksid(Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);

4) voda.

Oni slabo (ili gotovo ne provode) struju.

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

Cu (OH) 2 "[CuOH] + + OH - (prva faza)

[CuOH] + "Cu 2+ + OH - (drugi korak)

H 2 CO 3 "H + + HCO - (prva faza)

HCO 3 - "H + + CO 3 2- (druga faza)

Neelektroliti

Tvari čije vodene otopine i taline ne provode struju. Sadrže kovalentne nepolarne ili niskopolarne veze koje se ne raspadaju na ione.

Plinovi, čvrste tvari (nemetali), organski spojevi (saharoza, benzin, alkohol) ne provode električnu struju.

Stupanj disocijacije. Konstanta disocijacije

Koncentracija iona u otopinama ovisi o tome koliko potpuno dati elektrolit disocira na ione. U otopinama jakih elektrolita, čija se disocijacija može smatrati potpunom, koncentracija iona može se lako odrediti iz koncentracije (c) i sastav molekule elektrolita (stehiometrijski indeksi), npr.:

Koncentracije iona u otopinama slabih elektrolita kvalitativno su karakterizirane stupnjem i konstantom disocijacije.

Stupanj disocijacije (a) je omjer broja molekula koje su se raspale u ione ( n ) na ukupan broj otopljenih molekula ( N):

a = n / N

i izražava se u dijelovima jedinice ili u % ( a \u003d 0,3 - uvjetna granica podjele na jake i slabe elektrolite).

Primjer

Odredite molarnu koncentraciju kationa i aniona u 0,01 M otopinama KBr, NH4OH, Ba (OH)2, H2SO4 i CH3COOH.

Stupanj disocijacije slabih elektrolita a = 0,3.

Odluka

KBr, Ba (OH) 2 i H 2 SO 4 - jaki elektroliti koji potpuno disociraju(a = 1).

KBr « K + + Br -

0,01M

Ba (OH) 2 "Ba 2+ + 2OH -

0,01M

0,02M

H 2 SO 4 "2H + + SO 4

0,02M

[SO42-] = 0,01 M

NH 4 OH i CH 3 COOH - slabi elektroliti(a=0,3)

NH 4 OH + 4 + OH -

0,3 0,01 = 0,003 M

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

[H +] \u003d [CH3COO -] \u003d 0,3 0,01 \u003d 0,003 M

Stupanj disocijacije ovisi o koncentraciji otopine slabog elektrolita. Kada se razrijedi vodom, stupanj disocijacije se uvijek povećava, jer povećava se broj molekula otapala ( H2O ) po molekuli otopljene tvari. Prema Le Chatelierovom principu, ravnoteža elektrolitičke disocijacije u ovom bi se slučaju trebala pomaknuti u smjeru stvaranja produkta, tj. hidratizirani ioni.

Stupanj elektrolitičke disocijacije ovisi o temperaturi otopine. Obično se s povećanjem temperature povećava stupanj disocijacije, jer aktiviraju se veze u molekulama, one postaju pokretljivije i lakše se ioniziraju. Koncentracija iona u slaboj otopini elektrolita može se izračunati poznavajući stupanj disocijacijeai početna koncentracija tvaric u otopini.

Primjer

Odredite koncentraciju nedisociranih molekula i iona u 0,1 M otopini NH4OH ako je stupanj disocijacije 0.01.

Odluka

Koncentracije molekula NH4OH , koji će se do trenutka ravnoteže raspasti na ione, bit će jednakac. Koncentracija iona NH 4 - i OH - - bit će jednaka koncentraciji disociranih molekula i jednakaac(prema jednadžbi elektrolitičke disocijacije)

A c = 0,01 0,1 = 0,001 mol/l

[NH4OH] \u003d c - a c \u003d 0,1 - 0,001 \u003d 0,099 mol / l

Konstanta disocijacije ( K D ) je omjer umnoška ravnotežnih koncentracija iona i potencije odgovarajućih stehiometrijskih koeficijenata prema koncentraciji nedisociranih molekula.

To je konstanta ravnoteže procesa elektrolitičke disocijacije; karakterizira sposobnost tvari da se razgradi na ione: što je veća K D , veća je koncentracija iona u otopini.

Disocijacije slabih polibazičnih kiselina ili polikiselih baza odvijaju se u fazama, odnosno za svaku fazu postoji vlastita konstanta disocijacije:

Prva razina:

H 3 PO 4 « H + + H 2 PO 4 -

K D 1 = () / = 7,1 10 -3

Drugi korak:

H 2 PO 4 - « H + + HPO 4 2-

K D 2 = () / = 6,2 10 -8

Treći korak:

HPO 4 2- « H + + PO 4 3-

K D 3 = () / = 5,0 10 -13

K D 1 > K D 2 > K D 3

Primjer

Dobijte jednadžbu koja povezuje stupanj elektrolitičke disocijacije slabog elektrolita ( a ) s konstantom disocijacije (Ostwaldov zakon razrjeđenja) za slabu monobazičnu kiselinu UKLJUČENO .

HA «H++A+

K D = () /

Ako se označi ukupna koncentracija slabog elektrolitac, zatim ravnotežne koncentracije H + i A - su jednaki aci koncentracija nedisociranih molekula UKLJUČENO - (c - a c) \u003d c (1 - a)

K D \u003d (a c a c) / c (1 - a) \u003d a 2 c / (1 - a)

U slučaju vrlo slabih elektrolita ( a £ 0,01 )

K D = c a 2 ili a = \ é (K D / c )

Primjer

Izračunajte stupanj disocijacije octene kiseline i koncentraciju iona H + u 0,1 M otopini ako je K D (CH 3 COOH) = 1,85 10 -5

Odluka

Upotrijebimo Ostwaldov zakon razrjeđenja

\ é (K D / c ) = \ é ((1,85 10 -5) / 0,1 )) = 0,0136 ili a = 1,36%

[ H + ] \u003d a c \u003d 0,0136 0,1 mol / l

Proizvod topljivosti

Definicija

Stavite malo teško topive soli u čašu, npr. AgCl a talogu dodati destiliranu vodu. Istovremeno, ioni Ag+ i Cl- , doživljavajući privlačnost okolnih dipola vode, postupno se odvajaju od kristala i prelaze u otopinu. Sudarajući se u otopini, ioni Ag+ i Cl- tvore molekule AgCl i taložen na površini kristala. Dakle, u sustavu se događaju dva međusobno suprotna procesa, što dovodi do dinamičke ravnoteže, kada isti broj iona prelazi u otopinu u jedinici vremena Ag+ i Cl- koliko ih je deponirano. Akumulacija iona Ag+ i Cl- zaustavlja se u otopini, ispada zasićena otopina. Stoga ćemo razmotriti sustav u kojem dolazi do taloga teško topljive soli u dodiru sa zasićenom otopinom te soli. U ovom slučaju odvijaju se dva međusobno suprotna procesa:

1) Prijelaz iona iz taloga u otopinu. Brzina ovog procesa može se smatrati konstantnom pri konstantnoj temperaturi: V1 = K1;

2) Taloženje iona iz otopine. Brzina ovog procesa V 2 ovisi o koncentraciji iona Ag + i Cl -. Prema zakonu djelovanja mase:

V 2 \u003d k 2

Budući da je sustav u ravnoteži, dakle

V1 = V2

k2 = k1

K 2 / k 1 = const (pri T = const)

Tako, umnožak koncentracija iona u zasićenoj otopini teško topljivog elektrolita pri konstantnoj temperaturi je konstantan veličina. Ova se vrijednost nazivaprodukt topljivosti(ETC).

U navedenom primjeru ITD AgCl = [Ag+][Cl-] . U slučajevima kada elektrolit sadrži dva ili više identičnih iona, koncentracija tih iona mora se podići na odgovarajuću snagu prilikom izračuna produkta topljivosti.

Na primjer, PR Ag 2 S = 2; PR PbI 2 = 2

U općem slučaju, izraz za produkt topljivosti za elektrolit je A m B n

PR A m B n = [A] m [B] n .

Vrijednosti proizvoda topljivosti za različite tvari su različite.

Na primjer, PR CaCO 3 = 4,8 10 -9; PR AgCl \u003d 1,56 10 -10.

ITD lako izračunati, znajući c kreativnost spoja pri datom t°.

Primjer 1

Topljivost CaCO 3 je 0,0069 ili 6,9 10 -3 g/l. Pronađite PR CaCO 3 .

Odluka

Topljivost izražavamo u molovima:

S CaCO 3 = ( 6,9 10 -3 ) / 100,09 = 6,9 · 10 -5 mol/l

M CaCO3

Budući da svaka molekula CaCO3 svaki daje po jedan ion kada se otopi Ca 2+ i CO 3 2-, zatim
[ Ca 2+ ] \u003d [ CO 3 2- ] \u003d 6,9 10 -5 mol / l ,
Posljedično, PR CaCO 3 \u003d [ Ca 2+ ] [ CO 3 2- ] \u003d 6,9 10 -5 6,9 10 -5 \u003d 4,8 10 -9

Poznavanje vrijednosti PR-a , možete zauzvrat izračunati topljivost tvari u mol / l ili g / l.

Primjer 2

Proizvod topljivosti PR PbSO 4 \u003d 2,2 10 -8 g / l.

Što je topljivost PbSO4?

Odluka

Označimo topljivost PbSO 4 preko X mol/l. Ulazak u rješenje X mola PbSO 4 dat će X iona Pb 2+ i X ioniTAKO 4 2- , tj.:

== X

ITDPbSO 4 = = = X X = X 2

X=\ é(ITDPbSO 4 ) = \ é(2,2 10 -8 ) = 1,5 10 -4 mol/l.

Da bismo došli do topljivosti, izražene u g / l, pomnožimo pronađenu vrijednost s molekulskom težinom, nakon čega dobivamo:

1,5 10 -4 303,2 = 4,5 10 -2 g/l.

Stvaranje oborina

Ako

[ Ag + ] [ Cl - ] < ПР AgCl- nezasićena otopina

[ Ag + ] [ Cl - ] = PRAgCl- zasićena otopina

[ Ag + ] [ Cl - ] > PRAgCl- prezasićena otopina

Talog nastaje kada umnožak koncentracija iona teško topljivog elektrolita premaši vrijednost njegovog umnoška topljivosti na danoj temperaturi. Kada ionski produkt postane jednakITD, padavine prestaju. Poznavajući volumen i koncentraciju miješanih otopina, moguće je izračunati hoće li se nastala sol istaložiti.

Primjer 3

Stvara li se talog pri miješanju jednakih volumena od 0,2MrješenjaPb(NE 3 ) 2 iNaCl.
ITDPbCl 2 = 2,4 10 -4 .

Odluka

Kada se miješa, volumen otopine se udvostruči, a koncentracija svake od tvari smanjit će se za polovicu, tj. postat će 0,1 M ili 1.0 10 -1 mol/l. Ovi su bit će koncentracijePb 2+ iCl - . Posljedično,[ Pb 2+ ] [ Cl - ] 2 = 1 10 -1 (1 10 -1 ) 2 = 1 10 -3 . Dobivena vrijednost premašujeITDPbCl 2 (2,4 10 -4 ) . Dakle, dio soliPbCl 2 istaloži van. Iz navedenog se može zaključiti da različiti čimbenici utječu na stvaranje oborina.

Utjecaj koncentracije otopina

Teško topljivi elektrolit s dovoljno velikom vrijednošćuITDne može se istaložiti iz razrijeđenih otopina.Na primjer, talogPbCl 2 neće ispasti pri miješanju jednakih volumena 0,1MrješenjaPb(NE 3 ) 2 iNaCl. Kada se miješaju jednaki volumeni, koncentracije svake od tvari postat će0,1 / 2 = 0,05 Mili 5 10 -2 mol/l. Ionski proizvod[ Pb 2+ ] [ Cl 1- ] 2 = 5 10 -2 (5 10 -2 ) 2 = 12,5 10 -5 .Dobivena vrijednost je manjaITDPbCl 2 stoga neće biti oborina.

Utjecaj količine taložnika

Za što potpunije taloženje koristi se višak sredstva za taloženje.

Na primjer, talog soliBaCO 3 : BaCl 2 + Na 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2 NaCl. Nakon dodavanja ekvivalentne količineNa 2 CO 3 ioni ostaju u otopiniBa 2+ , čija je koncentracija određena količinomITD.

Povećanje koncentracije ionaCO 3 2- uzrokovan dodatkom viška taložnika(Na 2 CO 3 ) , izazvat će odgovarajuće smanjenje koncentracije ionaBa 2+ u otopini, tj. će povećati potpunost taloženja ovog iona.

Utjecaj istoimenog iona

Topljivost teško topljivih elektrolita smanjuje se u prisutnosti drugih jakih elektrolita koji imaju slične ione. Ako do nezasićene otopineBaSO 4 dodajte otopinu malo po maloNa 2 TAKO 4 , zatim ionski produkt, koji je u početku bio manji od ITDBaSO 4 (1,1 10 -10 ) , postupno će dosećiITDi premašiti ga. Počet će oborine.

Učinak temperature

ITDje konstantna pri konstantnoj temperaturi. S povećanjem temperature ITD povećava, pa je taloženje najbolje vršiti iz ohlađenih otopina.

Otapanje oborina

Pravilo umnoška topljivosti važno je za prijenos teško topljivih taloga u otopinu. Pretpostavimo da trebamo otopiti talogBaSO 3 . Otopina u dodiru s tim talogom je zasićena saBaSO 3 .
To znači da[ Ba 2+ ] [ CO 3 2- ] = PRBaCO 3 .

Ako se otopini doda kiselina, onda ioniH + vežu ione prisutne u otopiniCO 3 2- u slabe molekule ugljične kiseline:

2H + + CO 3 2- ® H 2 CO 3 ® H 2 O+CO 2 ­

Kao rezultat toga, koncentracija iona će se naglo smanjiti.CO 3 2- , ionski produkt postaje manji odITDBaCO 3 . Otopina će biti nezasićena u odnosu naBaSO 3 a dio sedimentaBaSO 3 prelazi u otopinu. Dodatkom dovoljne količine kiseline cijeli se talog može otopiti. Posljedično, otapanje taloga počinje kada, iz nekog razloga, ionski produkt slabo topljivog elektrolita postane manji odITD. Da bi se talog otopio, u otopinu se unosi elektrolit čiji ioni mogu tvoriti blago disocirani spoj s jednim od iona teško topljivog elektrolita. Time se objašnjava otapanje teško topljivih hidroksida u kiselinama.

Fe(OH) 3 + 3HCl® FeCl 3 + 3H 2 O

ioniOh - vežu u slabo disocirane molekuleH 2 O.

Stol.Umnožak topljivosti (SP) i topljivost na 25AgCl

1,25 10 -5

1,56 10 -10

AgI

1,23 10 -8

1,5 10 -16

Ag 2 CrO4

1,0 10 -4

4,05 10 -12

BaSO4

7,94 10 -7

6,3 10 -13

CaCO3

6,9 10 -5

4,8 10 -9

PbCl 2

1,02 10 -2

1,7 10 -5

PbSO 4

1,5 10 -4

2,2 10 -8