Равновесие в системе раствор-осадок

Осмотическое давление, температуры кипения и отвердевания растворов слабых электролитов

Вант-Гофф (1887 г.) установил, что определенные экспериментально значения осмотического давления, температуры отвердевания и кипения растворов слабых электролитов не совпадают с рассчитанными по формулам для неэлектролитов величинами.

Вант-Гофф ввел в формулы законов Рауля поправочный коэффициент, названный изотоническим (i). Введение изотонического коэффициента позволило использовать формулы для расчета ∆росм, ∆Тотв , ∆Ткип:

р_осм =iс₂RT

∆Т_кип = i ∙Е∙m;

∆Т_отв =i ∙К∙m

i - зависит от природы раствора и его концентрации, но для одного и того же раствора одинаков во всех уравнениях.

Растворы с одинаковым осмотическим давлением называют изотоническими.

Закон действия масс применим к гетерогенной равновесной системе, состоящей из кристаллов малорастворимого электролита (соли, основания, кислоты) и его ионов в насыщенном растворе:

Константа равновесия для данной системы:

- величина постоянная при данной температуре и называется произведением растворимости

Зная произведение растворимости (табличная величина, но может быть рассчитана через ∆G соответствующей реакции диссоциации), можно:

- вычислить растворимость вещества, т.е. его концентрацию в насыщенном растворе;

- установить выпадет или нет данное соединение в осадок из раствора с известной концентрацией.

Пример. Определить растворимость PbCl₂ в воде при 25 ⁰С, если

ПР_PbCl2=2,12 ∙10^-5

PbCl_2(к) ↔ Pb²⁺_(р) + 2Cl^-_(р)

ПР_PbCl2 = [Pb²⁺][Cl^-]² ;

[PbCl₂] = [Pb²⁺] ; [Cl^-] = 2[Pb²⁺];

ПР_PbCl2 = [Pb²⁺](2[Pb²⁺])² = 4[Pb²⁺]³;