34. Диссоциация малорастворимых веществ. Произведение растворимости.

Твёрдые в-ва характеризуются различной растворимостью.

PbCl₂(малораст в-во) = Pb²⁺+ 2Cl^-

, [PbCl₂ ]= const, k_c*[PbCl₂ ]=ПР

Произведение концентрации ионов в растворе при данной Т величина постоянная, к-ая назыв произведением растворимости. ПР- величина справочная. Она зависит от Т, от природы в-ва, но не зависит от концентрации ионов в р-ре. С увеличение Т ПР увелич.

Условия выпадения осадка : Произведение концентрации ионов в р-ре д. б. больше величины ПР.

KtAn = Kt⁺+An^-, [Kt⁺]*[ An^-] > ПР_KtAn осадок выпадет (Здесь катион и анион)

35. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН).

Вода явл слабодиссоциируемым соединением.

H₂O = H⁺+OH^- , k_d=[H⁺] * [OH^-]/ [H₂O], k_d для H₂O = const = 1,8*10^-16

K_d*[H₂O] = k_в – ионное произведение воды , следов: k_в=[H⁺] * [OH^-]

Ионное произведение воды – это произведение концентрации ионов H⁺ и OH^- при данной Т

k_в= 10^-14 при 25⁰ C

Ионное пр воды не зависит от концентрации ионов водорода и гидроксо групп ОH^- в р-ре, а зависит от Т. Процесс диссоциации воды – эндотермический. При повышении Т хим равновесие сместится вправо, процесс диссоциации воды усиливается, ионное произведение растёт. (k_в= 5,5* 10^-13 при 100⁰ C)

Реакция среды в р-рах кислот и щелочей(рН)

В вводных р-рах реакция среды зависит от соотношения концентрации ионов водорода [H⁺] и гидроксо групп [OH^-]. [H⁺] =[OH^-]=10^-7моль/л

рН – водородный показатель – это lg концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком. рН= -lg[H⁺]

Кислая среда: рН<7, Щелочная среда: рH>7, Нейтр среда: рН=7

рН можно определить с помощью рН-метров и индикаторов. Индикаторы – это органич к-ты, у к-ых молекула и ион имеют различную окраску. (НInd(красный)=H⁺+Ind^-(синий))

36. Реакции обмена в растворах электролитов. Обратимые и необратимые реакции. Условия смещения равновесия в обратимых реакциях.

Реакции ионного обмена – это р-ии при к-ых молекулы обмениваются ионами. Сущность реакции обмена выражается ионно-молекулярными уравнениями, в к-ых сильные э-ты записываются в виде ионов, а растворимые слабые э-ты, малорастворимые в-ва и газы – в виде молекул.

I тип: Если исх в-ва и продукты реакции явл сильными электролитами, то в данном случае хим реакция не протекает.

II тип: Если исх в-ва явл сильными электролитами, а хотя бы один из продуктов реакции – слабый э-т или малорастворимое в-во, газ. ( Если в результате реакции образуются малорастворимые э-ты, выпадающие в осадок, газы, растворимые слабые э-ты, то такие реакции идут до конца и назыв необратимыми)

III тип: Если одно из исх в-в и продуктов реакции явл слабым электролитом. ( Реакции, в к-ых хотя бы одно из исх-ых в-в и продуктов реакции - малорастворимые э-ты, выпадающие в осадок, газы, растворимые слабые э-ты, комлексные ионы – протекают не до конца и назыв необратимыми. Хим равновесие для данного типа реакции смещено в сторон менее растворимого в-ва или более слабого электролита.

37. Гидролиз солей. Константа и степень гидролиза. Факторы, влияющие на степень гидролиза.

Гидролиз солей – это взаимодействие ионов соли с водой, в рез-те чего изменяется х-р среды. Причиной гидролиза явл. наличие в соли иона слабого электролита, а ре-том гидролиза – образование слабого элекролита.

1 тип – соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой(щелочная среда рН>7)

NaCN NaOH + HCN = NaCN + H₂O

NaOH HCN NaCN=Na⁺+CN^- ; CN^- + HOH = HCN + OH^- - ионно-молекулярное ур-е гидролиза NaCN +HOH = HCN + NaOH – молекулярное ур-е гидролиза

Гидролиз характеризуется величинами константой гидролиза и степенью гидролиза.

h – степень гидролиза ( чем сильнее h, тем больше подвергается гидролизу)

( здесь), а вообще: ,

2 тип – соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой. (кислая среда рН<7)

NH₄Cl = NH₄⁺ + Cl^- ; NH₄⁺ + HOH = NH₄OH + H⁺

NH₄OH HCl NH₄Cl + H₂O = NH₄OH + HCl

( здесь), а вообще: ,

3 тип – соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой

NaCl - соль гидролизу не подвергается, среда нейтральная, рН=7

NaOH HCl

4 тип – соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой ()

NH₄CN = NH₄⁺ + CN^- ; NH₄⁺ + CN^- + HOH = HCN + NH₄OH

NH₄OH HCN NH₄CN + HOH = HCN + NH₄OH

( здесь), а вообще: ,

Ступенчатый гидролиз

Гидролиз многозарядных ионов протекает ступенчато.

Pb(NO₃)₂ =Pb²⁺ + 2NO₃ - 2 ступени гидролиза

Pb(OH)₂ HNO₃ 1) Pb²⁺ + HOH = (PbOH)⁺ + H⁺ ; Pb(NO₃)₂ + H₂O = (PbOH)⁺NO₃^- + HNO₃

(слаб) (сил)

(по второй ступени) ; 2) (PbOH)⁺ + HOH = Pb(OH)₂+H⁺ ;Pb(NO₃)₂+2HOH=Pb(OH)₂+ HNO₃

( по первой ступени)

Вывод: при обычных условиях гидролиз многозарядных ионов протекает обычно только по первой ступени (к_г1>к_г2), гидроксо-группы подавляют гидролиз

Факторы, влияющие на гидролиз:

- степень гидролиза зависит от концентрации соли в растворе, чем меньше концентрация соли, тем степень гидролиза больше)

- степень гидролиза зависит от константы диссоциации слабой к-ты и слабого основания. Чем меньше к_д (кислоты или основания), тем слабее данная кисл. Или осн., тем степень гидролиза больше. ( у сильных электролитов к_д>1; k_d<1 – слабый э-т).

- степень гидролиза зависит от Т⁰С. Гидролиз – процесс эндотермический ( -Q). При повышении Т хим равновесие смещ вправо и степень гидролиза увелич.

- на степень гидролиза влияет концентрация к-ты или основания. ( при добавлении избытка кислоты в р-р увелич концентрация протонов водорода, хим равновесие сместится влево и степень гидролиза уменьшится)