Файл: ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ биб.docx

Растворимость AgCl в чистой воде:

С_о =√ПР = √1,56·10^-10 = 1,25·10^-5 моль/л.

Увеличение концентрации ионов Cl^‑ за счет введения в раствор NaCl приведет к смещению равновесия (3) влево, к уменьшению концентрации ионов Ag⁺ за счет образования дополнительного количества осадка. Равновесная концентрация ионов Cl^‑будет слагаться из концентрации ионов Cl^‑ за счет диссоциации растворенной части AgCl и ионов Cl^-, образующихся за счет диссоциации NaCl: =(изAgCl) + (изNaCl). Хлорид натрия хорошо растворим и является сильным электролитом: NaCl → Na⁺ = Cl^‑ ; α = 1. Концентрацией Cl^‑, образующихся за счет равновесия (3) можно пренебречь, так как она незначительна в сравнении с концентрацией Cl^‑, образующихся при диссоциации: (изAgCl) << (изNaCl). При растворении AgCl в 0,1 М растворе NaCl произведение растворимости AgCl не изменится.

Обозначим растворимость AgCl в 0,1 М растворе NaCl через С₁ (моль/л). Тогда С_Ag+ = С₁·α = С₁.

ПР = С₁· 0,1 = 1,56·10^-10.

С₁ == 1,56·10^-9 моль/л.

Значение С₁ значительно меньше С_о.

Значения ПР используются также для определения условий образования осадков. Рассмотрим возможность образования осадка М_хА_y:

x{M^y+}_aq + y{A^x-}_aq [М_хА_y].

Обозначим произведение произвольно выбранных концентраций ионов, входящих в выражение константы равновесия как ПС:

ПС = С^х_My+·С^у_Ax- .

Условием образования в системе осадка является неравенство ПС _МхАy > ПР _МхАy, т.е. осадок выпадает в том случае, когда произведение концентраций ионов, образующих малорастворимый электролит, в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, будет больше произведения растворимости. При ПС _МхАy < ПР _МхАy осадок в системе не образуется.

ПРИМЕР 4. Будет ли выпадать осадок при смешивании 100 мл 0,02М раствора нитрата свинца с 200 мл 0,2н. раствора соляной кислоты.

РЕШЕНИЕ. В осадок может выпасть малорастворимый PbCl₂. В исходных растворах концентрация ионов Pb²⁺ = 0,02моль/л, C_Cl- = 0,2 моль/л. При смешивании растворов концентрация ионов Pb²⁺ уменьшится в 3 раза и составит 0,02/3 = 0,0067 моль/л, C_Cl- =0,2·2/3 = 0,133 моль/л, поскольку раствор, содержащий Cl^- ионы разбавили от 200 до 300 мл.

ПС _PbCl2= С_Pb2+·С²_Cl- = 0,0067 · (0,133)² = 1,19·10^-4.

ПР _PbCl2 = 2,12·10^-5. ПС_PbCl2 > ПР_PbCl2. Осадок выпадает

Гидролиз солей

Обменное взаимодействие соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита, называется гидролизом солей. Суть гидролиза солейзаключается в том, что происходит смещение равновесиядиссоциации водывследствие связывания одного из ее ионов с образованием малодиссоциированного или труднорастворимого продукта. Гидролиз идет по-разному в зависимости от силы кислоты и основания, образовавших соль.

Гидролизу подвергаются растворимые соли, образованные:

а) слабой кислотой и сильным основанием;

б) слабым основанием и сильной кислотой;

в) слабым основанием и слабой кислотой.

В гидролизе участвуют катионы слабого основания и анионы слабой кислоты, в большинстве случаев гидролиз – процесс обратимый, протекает ступенчато. Гидролиз приводит к изменению рН среды.

Уравнения реакций гидролиза составляют в молекулярной и ионно-молекулярной формах.

Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, и соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием, в обычных условиях подвергаются гидролизу в незначительной степени. Вторая и последующие ступени, если они возможны, почти не протекают, поэтому при рассмотрении процесса гидролиза, выше названных солей ограничиваются первой ступенью.

Например, гидролиз соли Na₂CO₃в растворе:

гидролизу подвергается анион слабой кислоты:

CO+H₂OHCO+ ОН^-(Іступень);

в молекулярной форме:

Na₂CO₃+H₂ONaНCO₃+NaОН;

в растворе соли избыток ионов ОН^-, среда щелочная, рН7.

Гидролиз соли ZnSO₄в растворе:

гидролизу подвергается катион слабого основания:

Zn²⁺+H₂OZnОН⁺+ Н⁺(Іступень);

в молекулярной форме:

2ZnSO₄+ 2H₂O(ZnОН)₂SO₄+H₂SO₄;

в растворе соли избыток ионов Н⁺, среда кислая, рН7.

Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой, протекает, как правило, до конца; в результате образуются слабое основание и слабая кислота:

Гидролизу подвергаются катионы слабого основания и анионы слабой кислоты:

(Іступень)

Образующиеся ионы Н⁺ и ОН^- нейтрализуют друг друга, что вызывает смещение равновесия в сторону усиления гидролиза. Вследствие этого становится возможным протекание следующих ступеней гидролиза:

(II ступень)

По указанной выше причине протекет и третья ступень гидролиза:

Al(OH)+H₂O = Al(OH)₃ + Н⁺ (III ступень).

Суммарное ионно-молекулярное уравнение имеет вид:

2Al³⁺ + 3S^2- + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + H₂S

или в молекулярном виде: Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S.

Таким образом, сульфид алюминия гидролизуется в растворе полностью и необратимо с образованием нерастворимого гидроксида Al(OH)₃ и слабой кислоты H₂S. рН раствора близок к 7. Характер среды (слабокислая или слабощелочная) определяется константой диссоциации слабого основания или слабой кислоты по первой ступени.

При сливании водных растворов двух солей, имеющих разную природу, т.е. одна образована слабой кислотой и сильным основанием, а другая – слабым основанием и сильной кислотой, происходит совместный гидролиз этих солей. Одна соль гидролизует по аниону, а другая – по катиону. Образующиеся в результате гидролиза ионы ОН^- и Н⁺ нейтрализуют друг друга, и равновесие каждой из ступеней гидролиза смещается вправо, т.е. гидролиз усиливается и в некоторых случаях идет до конца, например:

Al₂(SO₄)₃ + 3Na₂SO₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3Н₂SO₃ + 3Na₂SO₄;

в ионно-молекулярной форме уравнение гидролиза имеет вид:

2Al³⁺ + 3SО+ 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3Н₂SО₃.