Равновесие растворения

Большинство высказанных выше замечаний относительно решения задач на кислотно-основные равновесия применимо также к равновесию растворения, в тех случаях когда соединение ионов приводит к образованию нерастворимых солей. Расчеты с применением произведений растворимости чаще всего пользуются для решения вопроса, будет ли образовываться осадок в определенных условиях, для нахождения максимальной концентрации того или иного иона в растворе и для определения возможности разделения двух ионов, имеющихся в растворе, путем последовательного осаждения. [c.258]

Что называется влиянием общих ионов и как оно сказывается на равновесии растворения [c.260]

Соотношение (2.30) между стандартным изменением энергии Гиббса процесса и константой его равновесия является универсальным. Оно применимо к любому равновесию - к диссоциации электролита в растворе (см разд. 6.5), к равновесию между кипящей жидкостью и сухим насыщенным паром (в этом случае величина К равна давлению пара прн данной температуре), к равновесию растворенное вещество - насыщенный раствор (величина К равна концентрации вещества в насыщенном растворе, т. е. растворимости). Сочетание уравнений (2,30) и (2.27) позволяет найти константу равновесия окислительно-восстановительной реакции по эдс гальванического элемента, действие которого основано на этой реакции. Из (2.30) следует, что АС <0 отвечает К>. Это означает, что в равновесной смеси преобладают продукты реакции и при больших положительных значениях К реакция идет практически до конца. Наоборот, если АС >0, то в равновесной смеси преобладают исходные вещества (/С<1), т. е. реакция практически не идет. Если же АС - О, то ЛГ - I и реакция одинаково проходит как в прямом, так и в обратном направлении. Например, при 25 С для реакции [c.210]

Решение. Равновесие растворения описывается уравнением [c.126]

Растворимость любой соли, анион которой обладает основными свойствами, в ка-кой-то степени зависит от pH раствора. Например, для М (ОН)2 равновесие растворения описывается уравнением [c.128]

Равновесие между твердой солью и ее ионами в растворе является одним из примеров гетерогенных равновесий. Константа такого равновесия, называемая произведением растворимости, ПР, позволяет количественно судить о степени растворимости соли. Добавление к раствору иона, участвующего в равновесии растворения, приводит к уменьшению растворимости соли. Это явление служит еще одним примером влияния общего иона. [c.136]

Равновесие растворения Ре(ОН)2 описывается уравнением [c.250]

Равновесие растворенного вещества между двумя несмешивающимися растворителями характеризуется равенством его химических потенциалов в обеих фазах. Выражая химические потенциалы растворенного вешества в обоих растворителях через активности из уравнения (VI, 50), получим [c.223]

Объяснять влияние pH раствора на равновесие растворения с участием кислотного или основного иона. [c.137]

Нагревание раствора бикарбоната магния обращает равновесие растворения карбонатов магния в токе СО2 из-за разложения бикарбонат-иона [c.39]

Оба равновесия ионизации, описываемые уравнениями (17.3) и (17.4), смещаются вправо при повышении pH, т. е. при уменьшении концентрации ионов Н (водн.). Поскольку морская вода представляет собой слабо основной раствор, большая часть растворенного в ней СО2 находится н форме ионов НСО и СО3 . Вследствие этого равновесие растворения газообразного СО2, описываемое уравнением (17.1), в соответствии с принципом Ле Шателье тоже сдвинуто вправо. [c.146]

Следует подчеркнуть, что соотношение между стандартным изменением энергии Гиббса процесса и константой его равновесия является универсальным. Оно применимо к любому равновесию — и к диссоциации электролита в растворе (см. раздел IV, гл. IV), и к равновесию между кипящей жидкостью и сухим насыщенным паром К — давление пара при данной температуре), и к равновесию растворенное вещество — насыщенный раствор (К = С с)-Сочетание уравнений (11.20) и (П.15) позволяет найти константу равновесия и в электрохимическом процессе. [c.76]

Fa 40 и V2 = 48,8 если же Р = 6000, то Уа 40 и V2 — 28,8. Таким образом, при Р = I и Р = 1000 растворимость увеличивается с ростом давления, в случае же Р = 6000, вопреки распространенной точке зрения, но в соответствии с принципом смещения равновесия (растворение сопровождается увеличением объема ) она уменьшается. Максимум растворимости, приходящийся на то давление, при котором растворение не сопровождается изменением объема, не всегда находится в области сверхвысоких давлений. [c.275]

По мере накопления отрицательных зарядов на поверхности металла чис]ю катионов, переходящих в раствор в единицу времени, уменьшается, а число катионов, освобождающихся из раствора, увеличивается. При наступлении динамического равновесия растворение металла прекратится. Количество электричества, участвующее в такой реакции обмена в единицу времени, называется током обмена. [c.27]

Рассмотрим равновесие растворения гидроокиси магния [c.270]

При принятых допущениях величина К зависит только от температуры и характеризует равновесие газ — жидкость с учетом физического равновесия газ — жидкость и химического равновесия растворенный газ —хемосорбент. Так как [c.33]

Курс химии, ориентированный на формирование и развитие системы понятий о химической реакции, совершенно непохож на описанные выше. Например, курс для колледжей, разработанный в США коллективом авторов во главе с Ж. С. Пимента-лем под редакцией Г. Т. Сиборга [17]. В нем после вводных глав, связанных с описанием общего подхода к научным исследованиям, идет глава, которая так и называется Химические реакции , затем рассматривается поведение газов, кинетическая теория с расчетами, энергетика химических реакций, их скорость, химическое равновесие, растворение как равновесный процесс и электролитическая диссоциация. Среди тем дважды встречается периодическая система элементов в связи со строением атома. Свойства элементов изучаются не по группам, а по периодам. Особо выделены только галогены, соединения углерода и щелочноземельные металлы. Это по-строение интересно тем, что, наряду с теоретическими химическими темами, рассматривается и химия элементов, в то время как нередко разработка такого курса сводится к тому, что мы называем общей химией. В отечественной школе, к сожалению, делается мало попыток для создания курса химии такого построения. [c.37]

Равновесие растворение—осаждение металлов (8.2) имеет ничтожно малую константу равновесия, которая может быть рассчитана по уравнению [c.286]

Условие равновесия растворенных в воде компонентов воз- [c.91]

Из числа возможных видов равновесия между жидкостями и твердыми веществами наиболее важны два — равновесие растворения и равновесие плавления. [c.406]

Равновесие растворения имеет место между различными жидкими и твердыми химическими компонентами. [c.406]

После образования зародышей рост пузырьков газовой (паровой) фазы происходит самопроизвольно без термодинамических затруднений, что следует из формулы (I. 19) и рис. 1.6, так как при Гд > г процесс идет с уменьшением AG. По мере выделения газа или пара в пузырьки пересыщение уменьшается и в пределе устанавливается равновесие. Растворение же пузырьков происходит вообще без термодинамических затруднений. [c.25]

При насч плении динамического равновесия растворение иеталла прекратится. Количество электричеотва, участ-вущее в такой реакции обмена в единицу времени, называется током обмена. [c.25]

Таким образом, седиментационное равновесие растворенного вещества в центробежном поле при упомянутых условиях аналогично седиментацнонному равновесию идеального газа в поле тяготения, определяемому по уравнению [c.282]

Характерным свойством ионов металлов является их способность вести себя как льюисовы кислоты, или акцепторы электронных пар, по отношению к молекулам воды, которые выступают в роли льюисовых оснований, или доноров электронных пар (см. разд. 15.10). С ионами металлов кроме воды могут взаимодействовать и другие льюисовы основания, особенно ионы переходных металлов. Такие взаимодействия весьма существенным образом сказываются на растворимости солей металлов. Например, соль Ag l, для которой ПР = l,82 10 °, растворяется в водном растворе аммиака благодаря взаимодействию между ионом Ag и льюисовым основанием NHj. Этот процесс можно рассматривать как совокупность двух последовательных реакций равновесия растворения Ag l и взаимодействия льюисовой кислоты Ag" [c.130]

Наличие NH3 в растворе сдвигает вправо первую реакцию, равновесие растворения Ag l, по мере удаления из раствора ионов Ag" (водн.) в результате образования Ag(NH3), [c.131]

Са(ОН)2 (тв.) в) Sr Oj(TB.) Д 8гО(тв.) 4-4- С02(г). 22.15. Равновесие растворения РеСОз (TB.) ipe (водн.) + СО (водн.) сдвинуто вправо вследствие гидролиза иона СО . Грунтовые воды насыщены СО2 и поэтому имеют небольшую кислотность [c.479]

Если в воду, в которую погружен металл, добавлять растворимую соль этого же металла, то концентрация катионов около его поверхности будет увеличиваться и равновесие растворения металла сдвинется влево, т. е. растворимость металла уменьшится величина отрицательного заряда на поверхности металла понизится. Можно подобрать такие условия (малоактив Гый металл, большая концентрация раствора его соли), что заряд на поверхности металла, погруженного в раствор собственной соли, станет положительным. В этом случае металл растворяться не будет, а, наоборот, катионы из раствора будут осаждаться на его поверхности. Итак, величина и знак заряда на поверхности металла, опущенного в раствор собственной соли, а следовательно, и величина электродного потенциала зависят от природы металла и от концентрации раствора соли. [c.145]

Прп равнопесни в элементе (которое представляет собой интересующее нас равновесие растворения) = 0, и поэтому [c.403]

ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ, произведение концентраций катионов и анионов в насыщ. р-ре малорастворимого сильного электролита. Для электролита вида ЛхВ ПР = [А] [В]", где [А] и [В] — концентрации катионов и анионов (обычно в мол/л). В изобарно-изотермич. условиях в данном р-рителе П. р. для каждого электролита — пост, величина, характеризующая его растворимость. Постоянство П. р. следует из действующих масс закона,согласно к-ро-му термодинамич. константа равновесия растворения соли AiBj, (ТВ.) хА (р-р) -t- уВ (р-р) равна произведению активностей (ПА) ионов ПА = = [Л] 7 [В] 7 = [c.479]

Приближенное постоянство ПР позволяет на практике управлять равновесием растворения, добиваясь полноты осаждения или, наоборот, полного перевода электролита в р-р. Полнота осаждения электролита достигается путем добавления в р-р др. электролита, имеющего общий ион с первым электролитом (см. Высаливание). Для растворения электролита один из его ионов в р-ре связывают в малодис-социиров. комплексный ион. Имеющиеся таблицы П. р. [c.479]