Осадок кристаллизация раствор
CaCl2 + H2SO4 CaSO4↓ + 2HCl
Ca2+ + SO42- CaSO4↓
раствор осадок
Произведение активностей ионов в насыщенном растворе малорастворимого электролита при заданной температуре есть величина постоянная и называется произведением растворимости ПР:
K = ПРKA = аа
Произведение растворимости как и константа равновесия зависит от природы электролита и от температуры, но не зависит от активности ионов в растворе.
Поскольку раствор малорастворимого соединения получается очень разбавленным, и взаимодействие ионов из-за их удаленности друг от друга практически отсутствует, коэффициент активности близок к единице, то активности ионов в растворе можно приравнять к их концентрациям, и произведение растворимости может быть записано в следующей форме:
ПРKA=[K]·[A]
Произведение растворимости характеризует растворимость вещества: чем больше ПР, тем больше растворимость.
Часто вместо значений ПР применяют показатель растворимости рПР - отрицательный логарифм произведения растворимости, рПР= - lgПР.
Если произведение концентраций ионов электролита в растворе равно ПР, то раствор находится в равновесии с твердой фазой (осадком).
Когда [K]·[A]>ПР, равновесия нет при этих концентрациях, и из раствора будет выделятся твердая фаза (осадок).
Если же [K]·[A]<ПР, то снова нет равновесия, но раствор в этом случае ненасыщен относительно твердой фазы, и она будет переходить в раствор.
Под действием одноименного иона равновесие смещается по принципу Ле-Шателье в сторону образования осадка. Например:
CaSO4<=>Ca + SO4
осадок раствор
=
при введении дополнительного иона Ca в раствор, равновесие будет смещаться влево.
Этим объясняется повышенное накипеобразование при наличии, например, в котловой воде даже следов одноименных ионов, содержащихся в качестве примесей при различного рода нарушениях воднохимических режимов.
- Конспект лекций*
- Ведущий лектор:
- 1.1. Строение атома и периодическая система д.И. Менделеева.
- 2. Основные сведения по теории строения атома.
- Экспериментально квантование энергии атомов обнаруживаегся в их
- 3. Квантово-механическая модель атома водорода.
- 4. Характеристика состояния электрона в атоме системой квантовых чисел. Атомные орбитали.
- 5. Принципы формирования электронной структуры атомов.
- Соответственно принципу минимальной энергии и правилам Клечковского заполнение энергетических подуровней происходит в следующем порядке :
- 6. Периодическая система д.И. Менделеева как естественная классификация элементов по электронному строению.
- 6.1. Периодическая система д.И. Менделеева и электронная структура.
- 6.2. Структура периодической системы химических элементов.
- Лекция 2. Химическая связь
- 1. Основные типы и характеристики химической связи
- Энергия химической связи (кДж/моль) - это количество энергии, выделяющееся при образовании химической связи или затрачиваемое на ее разрыв.
- 2. Ионная связь
- Метод валентных связей рассматривает молекулу как систему из суммы отдельных связей. Такое представление не характеризует химическую реакционную способность молекул с большим числом связей.
- Сигма - связь (-) -это связь, образованная перекрыванием атомных орбиталей по линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов.
- Например, вследствие sp- гибридизации орбиталей атома углерода многие соединения (сн4, cCl4) имеют форму тетраэдра:
- 4. Металлическая связь
- 5. Основные виды межмолекулярного взаимодействия.
- 6. Донорно-акцепторное взаимодействие
- 7. Водородная связь.
- Раздел 2. Основные закономерности протекания химических процессов.
- 1.Основные понятия термодинамики.
- 2. Внутренняя энергия и энтальпия системы. Первый закон термодинамики. Тепловой эффект химической реакции.
- 3. Факторы, определяющие глубину и направленность химических реакций. Понятие об энтропии и энергии Гиббса. Второй и третий законы термодинамики.
- При нормальных температурах и незначительном изменении s:
- 4. Термодинамические представления о равновесном состоянии.
- Химическая кинетика
- Химическое и адсорбционное равновесие
- Лекция 5. Растворы.
- 3. Водные растворы электролитов. Теории кислот и оснований. Сильные и слабые электролиты. Активность. Свойства растворов электролитов.
- 4. Ионные реакции в растворах. Условия одностороннего протекания реакций обмена.
- 5. Произведение растворимости. Механизм накипеобразования.
- Осадок кристаллизация раствор
- 6. Водородный показатель среды, его роль в технологических операциях на флоте. Гидролиз солей.
- Лекция 6. Электрохимические процессы
- 1. Понятие об электродном потенциале
- Потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия электродной реакции, называется равновесным электродным потенциалом.
- 2. Гальванические элементы
- 3. Стандартный водородный электрод и водородная шкала потенциалов
- Пример 2 Уравнение
- Электролиз. Законы фарадея
- 1) Катионы металлов со стандартным электродным потенциалом, большим, чем у водорода, почти полностью восстанавливаются на катоде и выделяются в виде металла.
- 2. Химическая и электрохимическая коррозия. Виды коррозии, встречающиеся в судовой практике.
- Коллоидные растворы.
- Общие свойства металлов
- Разбавленная азотная кислота восстанавливается малоактивными
- Алканы.
- Непредельные углеводороды.
- Нафтены ( циклопарафины ).
- Ароматические углеводороды.
- Список рекомендуемой литературы