Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
ГЕТЕРОГЕННЫЕ РАВНОВЕСИЯ
Термодинамическую систему, все свойства которой во всех точках одинаковы, либо плавно изменяются от точки к точке, называют гомогенной.
Гомогенная система может состоять из нескольких веществ, называемых компонентами. Гомогенными системами являются, например, водные растворы хорошо растворимых солей (NaCl, KCl, Ca(NO3)2) и органических соединений (этилового спирта, уксусной кислоты).
Термодинамическую систему, свойства которой от точки к точке изменяются скачкообразно, называют гетерогенной. Такая система состоит из нескольких гомогенных частей. Гомогенную часть гетеро-генной системы называют фазой. Каждая фаза характеризуется массой, геометрическими размерами, и, главное, наличием границы раздела, отделяющей ее от других фаз.
Гетерогенными системами являются, например, жидкость-пар, твердый осадок-насыщенный раствор, твердое тело-газ.
Равновесия, которые устанавливаются на границе раздела фаз, называют гетерогенными равновесиями.
Произведение растворимости (ПР)
Рассмотрим процессы, возникающие при взаимодействии твердого вещества KtnAnm ионного типа с водой. Под действием растворителя ионы Ktm+ и Аnn будут переходить в жидкую фазу и одновременно, за счет электростатического притяжения, часть перешедших в раствор ионов вновь будет осаждаться на твердой фазе. Спустя некоторое время в системе установится равновесие, кинетическим условием которого является равенство скоростей процессов растворения и осаждения, а термодинамическим постоянство свободной энергии Гиббса (G = 0).
Раствор, находящийся в равновесии с твердой фазой, называют насыщенным.
В водных растворах растворенная часть вещества-электролита, в большинстве случаев, полностью диссоциирует на ионы. Поэтому в системе твердое вещество – насыщенный раствор устанавливается равновесие между осадком и ионами, образовавшимися при диссоциации растворенной части вещества:
KtnAnm(тв.) ⇄ nKtm+ + mAnn
Применив к этому равновесию закон действующих масс, получим выражение для константы равновесия:
.
Таким образом:
В насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита при данной температуре произведение молярных концентраций его ионов, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов, есть величина постоянная и называется константой или произведением растворимости.
Произведение растворимости ПР (или ) количественно харак-теризует растворимость данного вещества при данной температуре:
Величина ПР зависит от природы электролита, растворителя и температуры. С ростом температуры ПР обычно увеличивается, так как при нагревании раствора для большинства твердых веществ характерно увеличение растворимости.
Величина ПР малорастворимого сильного электролита связана с его растворимостью, которую в данном случае выражают как молярную концентрацию электролита в насыщенном растворе:
n, m стехиометрические коэффициенты т.е. число катионов и анионов.
В некоторых случаях растворимость выражают в г/л. Пересчет можно выполнить при помощи соотношения:
Условия образования и растворения осадка
При любом произвольном соотношении компонентов «твердый осадок раствор» система будет стремиться к состоянию равновесия.
Этот процесс можно описать при помощи изотермы Вант-Гоффа:
В ненасыщенном или пересыщенном растворе величина называется произведение концентраций ионов и обозначается .
Из уравнения изотермы Вант-Гоффа видно, что если (пересыщенный раствор), то G > 0 и, следовательно, процесс самопроизвольно протекает в обратном направлении, т.е. в сторону образования твердой фазы.
В другом случае, если (ненасыщенный раствор), то G < 0 и процесс самопроизвольно протекает в прямом направлении, т.е. в сторону растворения осадка.
Таким образом, зная концентрации ионов в растворе, можно прогнозировать направление смещения гетерогенного равновесия:
Отсюда следует, что для растворения осадка достаточно уменьшить концентрацию одного из ионов. Этого можно достичь, например, добавляя реагент, связывающий ион малорастворимого электролита в растворимое малодиссоциирующее соединение или газообразное вещество.
Смещение гетерогенного равновесия
1. Влияние одноименного иона.
Из постоянства величины ПР не следует постоянство концентраций отдельных ионов и концентрацию каждого из них можно варьировать в определенных пределах.
При добавлении одноименного иона, например Аnn, в системе установится равновесие, которое будет по-прежнему характеризоваться той же величиной , но другими равновесными концентрациями ионов Ktm+ и Аnn.
BaSO4 ⇄ Ba2+ + SO42
смещение равновесия
Na2SO4 2Na+ + SO42
Видно, что введение в систему одноименного иона смещает равновесие в направлении образования осадка. Таким образом, при осаждении сульфатов в виде BaSO4 добавление Na2SO4 понижает растворимость сульфата бария и способствует более полному выведению ионов Ba2+ из раствора.
2. Влияние посторонних ионов.
Введение в насыщенный раствор вещества-электролита, не содержащего одноименных ионов с осадком, напротив, повышает растворимость соединения (солевой эффект). Причиной солевого эффекта является усиление межионных взаимодействий, способст-вующих переходу ионов вещества из кристаллической решетки (твердой фазы) в раствор.
Так, растворимость сульфата бария в растворе хлорида натрия сильного электролита, не образующего одноименных ионов с осадком выше, чем в чистой воде.
3. Влияние кислотности среды.
В некоторых случаях малорастворимые соли слабых кислот растворяются в более сильных кислотах. Добавление сильной кислоты повышает концентрацию ионов H+, которые с анионами соли образуют малодиссоциированную слабую кислоту. При этом концентрация аниона понижается, и гетерогенное равновесие смещается в сторону растворения осадка.
Так, малорастворимый в воде карбонат бария легко растворяется при добавлении соляной кислоты, поскольку из-за протекания реакции:
2H+ + CO32 ⇄ H2CO3 ⇄ СО2 + H2O
в растворе снижается концентрация ионов СО32 и равновесие:
BaCO3 ⇄ Ba2+ + CO32
смещается в сторону растворения осадка.
Растворимость солей, образованных анионами слабых одноосновных кислот, можно вычислить по формуле:
.
Для малорастворимых солей, образованных слабыми двухосновными кислотами, справедливо уравнение:
.
Из этих уравнений можно сделать следующие выводы:
Чем больше произведение растворимости соли и чем меньше константа диссоциации образующейся слабой кислоты, тем больше растворяющее действие прибавляемой кислоты на осадок.
Чем слабее кислота, соответствующая аниону соли (т.е. чем меньше ), тем меньшее подкисление раствора требуется для увеличения растворимости соли.
Биологическая роль гетерогенных равновесий
Важную роль в организме играют гетерогенные равновесия между ионами Са2+, РО43, ОН и костной тканью, основу которой составляет гидроксиапатит Са10(РО4)6(ОН)2. Для нормального функционирования организма вреден как недостаток кальция, так и его избыток.
При недостатке ионов Са2+ возможно размягчение костной ткани, повышение хрупкости костей и другие негативные явления.
При избытке ионов Са2+ в организме самопроизвольно происходит смещение гетерогенного равновесия в сторону образования осадка, что может сопровождаться окостенением скелета, артритом и другими физиологическими отклонениями.
Распространенным заболеванием является кариес зубов. Эта патология также связана со смещением гетерогенного равновесия. Кариес зубов начинается с образования на поверхности зуба поврежденного участка эмали. Под действием кислот, вырабатываемых бактериями, происходит частичное растворение гидроксиапатита, который входит в состав зубной эмали:
Са10(РО4)6(ОН)2 + 14Н+ 10Са2+ + 6Н2РО4 + 2Н2О.
В качестве средства, корректирующего нарушение гетерогенного равновесия и повышающего сопротивляемость зубов к кариесу, используют фторид натрия NaF. Применение NaF способствует осаж-дению фторапатита, тем самым ускоряя процесс реминерализации (образование кристаллов):
10Ca2+ + 6PO43+ 2F Са10(РО4)6F2.
Кроме того, фторид-ионы легко замещают гидроксид-ионы в гидроксиапатите, образуя менее растворимый (и более твердый) защитный слой фторапатита:
Са10(РО4)6(ОН)2 + F Са10(РО4)6F2 + 2ОH.
Следует отметить, что предельно допустимой концентрацией фторид-ионов в питьевой воде является 1 мг/л. Превышение этой концентрации может привести к другому заболеванию фторозу.
PAGE 1