Какие соединения диссоциируют. Электролитическая диссоциация - как ее понять? Роль С. Аррениуса и других химиков в изучении диссоциации

Давно известно, что некоторые растворы проводят электрический ток (такие растворы получили название электролитов ), а некоторые - не проводят (неэлектролиты ).

Кроме электропроводности электролиты и неэлектролиты имеют много других отличий. При одинаковой молярной концентрации электролиты (по сравнению с неэлектролитами) обладают:

• более высокой температурой кипения;
• более низкой температурой замерзания;
• более высоким осмотическим давлением;
• более низким давлением пара растворителя.

Такое большое различие в свойствах растворов ученые объясняют тем фактом, что в электролитах при растворении образуется гораздо большее кол-во частиц, которые еще и обладают зарядом, хотя, в общем, раствор электролита нейтрален.

Впервые теорию электролитической диссоциации (разделения) сформулировал в 1887 г. шведский ученый С. Аррениус, ее основные положения заключались в следующем:

• электролиты, растворяясь в воде, диссоциируют (распадаются) на положительно (катионы) и отрицательно (анионы) заряженные ионы;
• под воздействием внешнего электрического поля катионы в растворе электролита начнут двигаться к катоду (отрицательному электроду), анионы - к аноду (положительному электроду);
• электролитическая диссоциация является обратимым процессом - параллельно с распадом молекул на ионы идет обратный процесс ассоциации (ионы соединяются в молекулы), в результате чего в растворе устанавливается динамическое равновесие.

Через несколько лет, в 1891 г., русский ученый И. Каблуков внес существенные уточнения в теорию Аррениуса, введя понятие сольватации катионов и анионов (формирование химических связей между растворителем и растворяемым веществом).

Ионами называют атомы (группы атомов), которые имеют заряд (положительный - анионы или отрицательный - катионы ).

Ионы бывают:

• простые - Na + , Mg 2+ , S 2- , Cl -
• сложные - NO 3 - , NH 4 + , SO 4 2- , PO 4 3-

Механизм электролитической диссоциации

Электролиты бывают двух видов: раствором с ионной связью и раствором с ковалентной связью.

Растворители, в которых протекает процесс диссоциации, обязательно состоят из полярных молекул.

Механизм диссоциации электролитов с ионной и ковалентной связью различен.

Хлорид натрия является веществом с ионной связью , в узлах кристаллической решетки NaCl находятся ионы натрия и хлора.

Рис. 1. Кристаллическая решетка хлорида натрия.

При погружении поваренной соли в воду на первой стадии растворения (диссоциации NaCl) полярные молекулы воды под действием электростатического притяжения приклеиваются своей отрицательной стороной к катионам натрия (Na +), а положительной стороной к анионам хлора (Cl -):

Рис. 2 Притяжение полярных молекул воды к ионам NaCl.

По мере склеивания молекул воды с ионами натрия и хлора происходит ослабление ионных связей Na + с Cl - :

Кристаллическая решетка постепенно разрушается, в результате чего, освободившиеся ионы переходят в раствор, в котором они тут же связываются с молекулами воды - такие ионы называются гидратированными .

Рис. 3 Ослабление ионных связей хлорида натрия.

Ионные связи хлорида натрия разрываются и гидратированные ионы переходят в раствор:

Рис. 4 Переход гидратированных ионов натрия и хлора в раствор.

В водном растворе диссоциация ионных соединений всегда протекает полностью .

Диссоциация хлороводорода

Хлороводород является веществом с ковалентной полярной связью .

Под воздействием молекул воды ковалентные связи поляризуются еще больше и становятся связями ионными, после чего происходит процесс, описанный выше:

Рис. 5 Диссоциация полярной молекулы HCl.

Из вышесказанного можно сделать вывод, что электролитическая диссоциация возможна в полярных растворителях (вода, этиловый спирт). При диссоциации в первую очередь разрываются наиболее полярные связи (самая большая разность в электроотрицательности атомов, составляющих связь; см. Понятие электроотрицательности).

Растворитель выполняет не только роль разделения катионов и анионов растворяемого вещества, но также замедляет обратный процесс ассоциации ионов в исходную молекулу, поскольку сольватированные (гидратированные) ионы окружены "прилипшими" молекулами растворителя, что мешает сближению (под воздействием кулоновского электростатического притяжения) и воссоединению в молекулу катионов и анионов. Кол-во молекул растворителя, находящихся в гидратной оболочке ионов, зависит от природы ионов, концентрации и температуры раствора.

Одно из главных отличий диссоциации электролитов с полярной связью от диссоциации электролитов с ионной связью заключается в том, что такая диссоциация может быть частичной - это зависит от полярности связей в молекулах электролитов.

Уравнения электролитических диссоциаций записываются следующим образом:

NaCl ↔ Na + + Cl - HCl ↔ H + + Cl -

Электролитическая диссоциация протекает за счет энергии, выделяемой в процессе разрушения кристаллической решетки растворяемого вещества во время взаимодейтсвия молекул растворителя с веществом. Следует сказать, что диссоциация может протекать и без растворителя, например, при высокой температуре, когда образуется расплав вещества (энергия для разрушения кристаллической решетки берется из внешнего источника высокой температуры).

ИТОГ : Электролитическая диссоциация - это процесс распада вещества (электролита) на ионы (в растворах под воздействием полярных молекул растворителя; в расплавах - под воздействием высокой температуры).

Свойства ионов

Атомы элементов и их ионы - это далеко не "родственники". По своим физическим и химическим свойствам ионы сильно отличаются от нейтральных атомов, из которых они образовались.

Например атомы натрия активно взаимодейтсвуют с водой, а анионы натрия не взаимодействуют с водой. Хлор в свободном состоянии является ядовитым газом желто-зеленого цвета, а хлорид-ионы не ядовиты, не имеют запаха и цвета.p>

Такие сильные различия между атомами и их ионами объясняются разным электронным строением.

При наличии в растворе нескольких электролитов они диссоциируют в сторону образования: 1) осадков; 2) газов; 3) слабых электролитов.

• пример диссоциации с образованием осадков: BaCl 2 +Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓+2NaCl Ba 2+ +2Cl - +2Na + +SO 4 2- =BaSO 4 ↓+2Na + +2Cl - 2Cl - и 2Na + можно сократить Сокращенное ионное уравнение: Ba 2+ +SO 4 2- =BaSO 4 ↓
• пример диссоциации с образованием газов: CaCO 3 +2HCl = CaCl 2 +CO 2 +H 2 O Сокращенное ионное уравнение: CaCO 3 +2H + =Ca 2+ +CO 2 +H 2 O
• пример диссоциации с образованием слабых электролитов: HCl+NaOH = NaCl+H 2 O Сокращенное ионное уравнение: H + +OH - = H 2 O

Процесс разрушения или распада электролита на ионы называется электролитической диссоциацией. Составные части распавшихся молекул или кристаллов представляют собой частицы, имеющие заряд. Их называют ионы.

Ионы бывают отрицательные и положительные. Положительные ионы называются катионами, отрицательные — анионами.

Растворы веществ, молекулы или кристаллы которых способны распадаться на ИОНЫ (диссоциировать), могут проводить электрический ток. Именно поэтому их называют электролитами. Часто процесс электролитической диссоциации называют просто: диссоциация.

Процесс растворения вещества отличается от диссоциации тем, что при растворении частицы вещества равномерно распределяются между молекулами растворителя (воды) по всему объему раствора, а в процессе диссоциации частицы вещества (кристаллы или молекулы) распадаются на составные части.

Поэтому при хорошей растворимости вещество не всегда хорошо диссоциирует.

Существуют вещества, молекулы или кристаллы которых хорошо распадаются на ионы. Их называют сильными электролитами.

Сильные электролиты:

Диссоциация сильных электролитов происходит необратимо

Существуют вещества, молекулы или кристаллы которых плохо распадаются на ионы. Их называют слабыми электролитами.

Слабые электролиты:

Диссоциация слабых электролитов происходит обратимо, т. е. ионы, образовавшиеся при распаде молекулы, соединяясь снова, образуют исходную молекулу. Обратимость реакции показывают разнонаправленными стрелками: ↔для слабых электролитов обратная реакция (ассоциация) преобладает над распадом молекул на ионы.

1. Диссоциация сильных электролитов

При диссоциации кислот их молекулы распадаются всегда на положительно заряженные ноны водорода Н и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков.

Рассмотрим уравнение диссоциации кислоты сильного электролита. (видео урок)

При диссоциации оснований их молекулы распадаются всегда на положительно заряженные ноны металла и отрицательно заряженныегидроксид-ионы (ОН -).

2. Рассмотрим уравнение диссоциации основания — сильного электролита.(видео урок)

3. При диссоциации солей их молекуль распадаются всегда на по ложительно заряженные ионы металла и отрицательно заряжен ные ноны кислотньтх остатков.

Рассмотрим уравнение диссоциации соли — сильного электролита. (видео урок)

4. Составление уравнения диссоциации соли, в которой кислотный остаток состоит из одного элемента (хлорид (С1), сульфиды (S ), отличается от тех уравнений, в которых молекулы солей имеют в кислотном остатке два элемента. (видео урок)

5. Диссоциация слабых электролитов (видео урок)

диссоциация многоосновных кислот слабых электролитов на ионы происходит постепенно (ступенчато). При этом на каждой стадии диссоциации образуется один ион водорода Н и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков. Рассмотрим уравнение диссоциации кислоты— слабого электролита (Н 2 СО 3)

6 Вторая стадия диссоциации HCO 3 - ↔ H + + CO 3 -

Число стадий диссоциации кислоты — слабого электролита равно числу атомов водорода Н в его молекуле.

Диссоциация слабых электролитов многокислотных оснований на ионы происходит постепенно (ступенчато). При этом на каждой стадии диссоциации образуется 1 гидроксид-ион (ОН-).(видео урок)

Такие основания, как правило, содержат несколько групп ОН. Рассмотрим уравнение диссоциации основания — слабого электролита Mg (OH ) 2

Первая стадия диссоциации

Mg (OH ) 2 ↔ MgOH + + OH -

Число стадий диссоциации основания — слабого электролита равно числу групп ОН в его молекуле. (видео урок)

Уравнения диссоциации солей слабых электролитов на ионы записывают в одну стадию. При этом образуются положительно заряженные ИОНЫ металла и отрицательно заряженные ИОНЫ кислотного остатка. Рассмотрим уравнение диссоциации соли — слабого электролита Са 3 (РО 4) 2

Са 3 (РО 4) 2 ↔ 3Са 2+ + 2РО 4 3- (видео урок)

Реакции на опыты (видео урок)

1. Реакции ионного обмена, идущие с выделением газа

Na 2 CO 3 + 2HCl = CO 2 + H 2 O + 2NaCl

2. Реакции ионного обмена, идущие с образованием ярко-окрашенных солей

FeCl 3 + 3KNCS= Fe(NCS) 3 + 3KCl

BaCl 2 + K 2 CrO 4 = BaCrO 4 ↓+ 2KCl

NiSO 4 + 2NaOH = Ni(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

3. Реакция нейтрализации

NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

4. Изменение диссоциации электролитов при различных температурах

Все вещества по способности в растворе или в расплавленном состоянии проводить электрический ток можно подразделить на две группы: электролиты и неэлектролиты.

Электролитами называются вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам относятся кислоты, основания и соли.

Неэлектролитами называются вещества, растворы или расплавы которых электрический ток не проводят. Например, многие органические вещества.

Способность электролитов (проводников II рода) проводить электрический ток принципиально отличается от электропроводности металлов (проводников I рода): электропроводность металлов обусловлена движением электронов, а электропроводность электролитов связана с движением ионов.

Было обнаружено, что в растворах кислот, оснований и солей экспериментально найденные значения p, tкрист., tкип., pосм, больше теоретически рассчитанных для того же раствора по его молярной концентрации в i раз (i - изотонический коэффициент). Причем число частиц в растворе NaCl увеличилось почти в 2 раза, а в растворе СаCl2 - в 3 раза.

Для объяснения особенностей поведения электролитов шведским ученым С.Аррениусом в 1887 г. была предложена теория, получившая название теории электролитической диссоциации . Сущность теории состоит в следующем:

• 1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на заряженные частицы (ионы) - положительно заряженные катионы (Na+, K+, Ca2+, H+) и отрицательно заряженные анионы (Cl-, SO42-, CO32-, OH-). Свойства ионов совершенно иные, чем у образовавших их атомов. Распад нейтрального вещества на ионы в результате химического взаимодействия с растворителем называют электролитической диссоциацией.
• 2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: катионы движутся к отрицательно заряженному электроду (катоду), анионы - к положительно заряженному электроду (аноду).
• 3. Диссоциация - процесс обратимый и равновесный. Это означает, что параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация), идет процесс соединения ионов в молекулы (ассоциация): КА К+ + А-.
• 4. В растворе ионы находятся в гидратированном состоянии.

Для количественной оценки электролитической диссоциации используется понятие степени электролитической диссоциации () - отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул. Степень диссоциации определяется опытным путем и выражается в долях или процентах. Степень электролитической диссоциации зависит от природы растворителя и растворяемого вещества, температуры и концентрации раствора:

• 1. Чем более полярен растворитель, тем выше степень диссоциации в нем электролита.
• 2. Диссоциации подвергаются вещества с ионной и ковалентной полярной связью.
• 3. Повышение температуры, увеличивает диссоциацию слабых электролитов.
• 4. При уменьшении концентрации электролита (при разбавлении) степень диссоциации увеличивается.

В зависимости от величины степени диссоциация условно электролиты (при концентрации их растворов 0,1 М) делят на:

По виду образующихся при диссоциации ионов все электролиты можно разделить на кислоты, основания, соли.

Кислоты - электролиты, диссоциирующие с образованием только катионов H+ и кислотного остатка (Cl- - хлорид, NO3- - нитрат, SO42- - сульфат, HCO3 гидрокарбонат, CO32 карбонат). Например: НСl Н++Сl-, H2SO4 2Н++SO42- .

Наличие в растворах кислот иона водорода, точнее, гидратированного иона Н3O+, обусловливает общие свойства кислот (кислый вкус, действие на индикаторы, взаимодействие со щелочами, взаимодействие с металлами с выделением водорода и пр.).

В многоосновных кислотах диссоциация происходит ступенчато, причем каждая ступень характеризуется своей величиной степени диссоциации. Так, ортофосфорная кислота диссоциирует по трем ступеням:

Причем 3<2<1, т.е. распад электролита на ионы протекает, в основном, по первой ступени и в растворе ортофосфорной кислоты будут находиться преимущественно ионы Н+ и H2РO4-. Причины этого в том, что ионы водорода значительно сильнее притягиваются к трехзарядному иону РO43- и двухзарядному иону HРO42-, чем к однозарядному H2РO4-. Кроме того, на 2-ой и 3-ей ступенях имеет место смещение равновесия в сторону исходной формы по принципу Ле-Шателье за счет накапливающихся ионов водорода.

Основания - электролиты, диссоциирующие с образованием в качестве анионов только гидроксид-ионы (OH-). После отрыва OH- остаются катионы: Na+, Cа2+, NH4+. Например: NaOH Na+ + ОН-, Са(ОН)2 Са2+ + 2 OН-.

Общие свойства оснований (мыльность на ощупь, действие на индикатор, взаимодействие с кислотами и пр.) определяются наличием в растворах оснований гидроксо-группы ОН-.

Для многокислотных оснований характерна ступенчатая диссоциация:

Диссоциация амфотерных гидроксидов протекает как по типу основания, так и по типу кислоты. Так, диссоциация гидроксида цинка может протекать по следующим направлениям (при этом равновесие сдвигается в зависимости от среды по принципу Ле-Шателье):

Соли - это электролиты, диссоциирующие на катионы металла (или заменяющих его групп) и анионы кислотного остатка.

Средние соли диссоциируют полностью: CuSO4 Cu2+ + SO42-. В отличие от средних солей, кислые и основные соли диссоциируют ступенчато:

причем степень диссоциации солей по второй ступени очень мала.

Реакции обмена в растворах электролитов - это реакции между ионами. Необходимым условием протекания реакций обмена в растворах электролитов является образование слабодиссоциирующих соединений или соединений, выделяющихся из раствора в виде осадка или газа.

При написании уравнений реакций в ионно-молекулярном виде слабодиссоциирующие, газообразные и труднорастворимые соединения записывают в виде молекул , а растворимые сильные электролиты - в виде ионов. При написании ионных уравнений следует обязательно руководствоваться таблицей растворимости кислот, оснований и солей в воде (Приложение А).

Рассмотрим методику написания ионных уравнений на примерах.

Пример 1. Напишите в ионно-молекулярной форме уравнение реакции:

ВаСl2 + K2SО4 = ВаSО4 + 2KСl

Решение: Соли являются сильными электролитами и практически полностью диссоциируют на ионы. Так как ВаSО4 - практически нерастворимое соединение (см. таблицу приложения А), основная часть сульфата бария будет находиться в недиссоциированном виде, поэтому это вещество запишем в виде молекул, а остальные соли, являющиеся растворимыми, в виде ионов:

Ва2+ + 2Сl- + 2K+ + SО42- = ВаSО4 + 2K+ + 2Сl-

Как видно из полученного полного ионно-молекулярного уравнения, ионы K+ и Сl- не взаимодействуют, поэтому, исключив их, получим краткое ионно-молекулярное уравнение:

Ва2+ + SО42- = ВаSО4 ,

Стрелка показывает, что образующееся вещество выпадает в осадок.

Ионными уравнениями могут быть изображены любые реакции, протекающие в растворах между электролитами. Причем суть любой химической реакции отображает именно краткое ионно-молекулярное уравнение. На основании ионно-молекулярного уравнения можно легко написать молекулярное.

Пример 2. Подберите молекулярное уравнение к следующему ионно-молекулярному уравнению: 2Н+ + S2- = Н2S.

Решение: Ионы водорода образуются при диссоциации любой сильной кислоты, например НСl. К ионам водорода в кратком ионном уравнении необходимо добавить два иона хлора. К сульфид-ионам следует добавить катионы (например, 2K+), образующие растворимый, хорошо диссоциирующий электролит. Затем такие же ионы нужно написать в правой части. Тогда полное ионно-молекулярное и молекулярное уравнения будут иметь вид:

• 2Н+ + 2Сl- + 2K+ + S2- = Н2S + 2K+ + 2Сl-
• 2 НСl + K2S = Н2S + 2 KСl-

Существуют две основные причины прохождения электрического тока через проводники: либо за счет переноса элек-тронов , либо за счет переноса ионов. Электронная проводимость присуща, прежде всего, металлам. Ионная проводимость присуща многим химическим соединениям, обладающим ионным строением, например, солям в твердом или расплавленном состояниях, а также многим водным и неводным растворам.

Все вещества по их поведе-нию в растворах принято делить на две категории:

а) вещества, рас-творы которых обладают ионной проводимостью (электролиты);

б) вещества, растворы которых не обладают ионной проводимостью (неэлектролиты).

К электролитам относится большинство неорга-нических кислот, оснований и солей. К неэлектролитам относятся многие органические соединения, например, спирты и углеводы.

Оказалось, что растворы электролитов обладают более низкими значениями температуры плавления и более высокими температу-рами кипения по сравнению с соответствующими значениями для чистого растворителя или для раствора неэлектролита в этом же растворителе. Для объяснения этих фактов Аррениус предложил теорию электролитической дис-социации.

Под электролитической диссоциацией понимается распад моле-кул электролита в растворе с образованием положительно и отрица-тельно заряженных ионов - катионов и анионов. Например, моле-кула уксусной кислоты так диссоциирует в водном растворе:

СН 3 СООН СН 3 СОО - + Н +

Процесс диссоциации во всех случаях является обратимым, по-этому при написании уравнений реакции диссоциации применяется знак обратимости . Различные электролиты диссоциируют на ио-ны в различной степени. Полнота распада зависит от природы элек-тролита, его концентрации, природы растворителя, температуры.

Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации. Кон-станта диссоциации. Степенью диссоциации α называют - отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n) к общему числу растворенных молекул (n 0).

α = (n/n 0) ?100

Степень диссоциации может изменяться от 0 до 1, от отсутствия диссоциации до полной диссоциации. В зависимости от величины степени диссоциации различают слабые и сильные электролиты. К слабым электролитам относят ве-щества, у которых степень диссоциации в 0,1 М растворах меньше 3%; если степень диссоциации в 0,1 М растворе превышает 30%, то такой электролит называют сильным. Электролиты, степень диссо-циации которых лежит в пределах от 3% до 30%, называются элек-тролитами средней силы.

К сильным электролитам относятся большинство солей, некоторые кислоты - НСl, НВr, НI, НNО 3 , НСlO 4 , Н 2 SO 4 и ос-нования щелочных и щелочноземельных металлов - щелочи LiОН, NаОН, КОН, RbОН, СsОН, Са(ОН) 2 , Sr(ОН) 2 , Ва(ОН) 2 .

Уравнение реакции диссоциации электролита АК на катионы К + и анионы А - можно в общем виде представить сле-дующим образом:

КА К + + А -

и степень диссоциации α в данном случае можно выразить отноше-нием молярной концентрации образовавшихся ионов [К + ] или [А - ] к первоначальной молярной концентрации электролита [АК] о, т.е.

С увеличением концентрации раствора степень диссо-циации электролита уменьшается.

Многоосновные кислоты и основания диссоциируют ступенчато - вначале от молекулы отщепляется один из ионов, затем другой и т.д. Каждая ступень диссоциации характеризуется своим значением константы диссоциации.

I ступень: Н 2 SO 4 → Н + + НSO 4 -

II ступень: НSO 4 - Н + + SO 4 2-

Общее уравнение: Н 2 SO 4 2Н + + SO 4 2-

Процесс электролитической диссоциации характеризуют константой диссоциации (К) . Так, для реакции КА К + + А - константа диссоциации:

К = [К + ]? [ А - ]/[КА]

Между константой и степенью электролитической диссоциации существует количественная связь. В приведенном примере общую концентрацию растворенного вещества обозначим с , а степень диссоциации α . Тогда [К + ] = [А - ] = α?с и соответственно концентрация недиссоциированных частиц [КА] = (1 - α )с .

Подставив значения в выражение для константы диссоциации, получим соотношение

Поскольку молярная концентрация равна C = 1/V, то

Данные уравнения является математическим выражением закона разведения Оствальда : константа диссоциации электролита не зависит от разведения раствора .

Ионное произведение воды. рН раствора. Значение константы диссоциации воды К Н2О = 1·10 -14 . Данную константу для воды называ-ют ионным произведением воды, которое зависит только от темпера-туры.

Согласно реакции Н 2 О Н + + ОН - , при диссоциации воды на каждый ион Н + образуется один ион ОН - , следовательно, в чистой воде концен-трации этих ионов одинаковы: [Н + ] = [ОН - ] = 10 -7 .

рН = -lg[Н + ]

Водные растворы имеют значение рН в интервале от 1 до 14. По соотношению концентраций этих ионов различают три типа сред: нейтральную, кислую и щелочную.

Нейтральная среда - среда, в которой концентрации ионов [Н + ] = [ОН - ] = 10 -7 моль/л (рН = 7).

Кислая среда - среда, в которой концентрация ионов [Н + ] больше концентрации ионов [ОН - ], т.е. [Н + ] > 10 -7 моль/л (рН < 7).

Щелочная среда - среда, в которой концентрация ионов [Н + ] меньше концентрации ионов [ОН - ], т.е. [Н + ] < 10 -7 моль/л (рН > 7).

Качественно реакцию среды и рН водных растворов электролитов определяют при помощи индикаторов и рН-метра.

Например, если концентрация ионов = 10 -4 моль/л, то рН = - lg10 -4 = 4 и среда раствора кислая, а если концентрация ионов [ОН - ] = 10 -4 моль/л, то [Н + ] = К (Н 2 O) - [ОН - ] = 10 -14 - 10 -4 = 10 -10 , а рН = - lg10 -10 = 10 и среда раствора щелочная.

Произведение растворимости. Растворение твердого вещест-ва в воде прекращается тогда, когда образуется насыщенный рас-твор, т.е. устанавливается равновесие между твердым веществом и частицами того же вещества, находящимися в растворе. Так, на-пример, в насыщенном растворе хлорида серебра устанавливается равновесие:

AgCl тв Ag + водн + Сl - водн

В насыщенном растворе электролита произве-дение концентраций его ионов есть величина постоянная при дан-ной температуре и эта величина количественно характеризует спо-собность электролита растворяться, называется она произведением растворимости (ПР).

ПР(АgCl) = [Аg + ]

Произведение растворимости - это постоянная величина, равная произведению концентраций ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе . В общем случае для малорастворимого электролита состава A m B n можно записать: A m B n ↔ mA + nB

ПР AmBn = [A] m ? [B] n

Зная величины произведений растворимости, можно решать во-просы, связанные с образованием или растворением осадков при химических реакциях, что особенно важно для аналитической хи-мии.