26.Произведение растворимости

Применение закона действующих масс к гетерогенной системе - насыщенному раствору сильного малорастворимого электролита, находящемуся в равновесии со своим осадком:

дает выражение константы равновесия:

K = [K^y+]^x·[A^x-]^y ,которая в данном случае называется произведением растворимости (ПР).ПР = [K^y+]^x·[A^x-]^y

Таким образом, в насыщенном растворе сильного малорастворимого электролита произведение концентраций его ионов есть величина постоянная при данной температуре. Эта величина количественно хар-ет способность электролита растворяться,ее называют произведением растворимости. Величина ПР характеризует сравнительную растворимость однотипных (образующих при диссоциации одинаковое количество ионов) веществ. Чем больше ПР данного вещества, тем больше его растворимость.

27.

HNO3 + КОН = KNO3 + Н2О 

Реакции нейтрализации любой сильной кислоты любым сильным основанием сводятся к одному и тому же процессу — к образованию молекул воды из ионов водорода и гидроксид-ионов.

Строго говоря, реакция образования воды из ионов обратима, что можно выразить уравнением Н+ + ОНˉ ↔  Н2О

Однако, как мы увидим ниже, вода — очень слабый электролит и диссоциирует лишь в малой степени.  Иначе говоря, равновесие между молекулами воды и ионами сильно смещено в сторону образования молекул. Поэтому практически реакция нейтрализации сильной кислоты сильным основанием протекает до конца.  Это и есть ионно-молекулярное уравнение реакции. При смешивании раствора какой-либо соли серебра с соляной кислотой или с раствором любой ее соли всегда образуется харак­терный белый творожистый осадок хлорида серебра:

AgNO3 + НС1   =   AgCl↓ + HNO3  

 Ag2SO4 + CuCl2  =   2AgCl↓ + CuSO4

Ag+ + NOˉ ₃ + Н+ + Сlˉ = AgCl↓ + Н+ + NOˉ ₃

Ag+ + Сlˉ →  AgCl↓

Это и есть ионно-молекулярное уравнение.Чем выше концентрация соли, подвергающейся гидролизу, тем медленнее и труднее он идет. То есть, если вы хотите ослабить гидролиз, добавьте в раствор новую порцию соли. Соответственно, если вы хотим усилить гидролиз, уменьшите ее концентрацию.

Если повысить температуру раствора, он будет протекать легче и полнее. Напротив, если понизить температуру раствора, он будет ослаблен.

28.Константа,степень и pH гидролиза

Доля вещества, подвергающаяся гидролизу, — степень гидролиза — зависит от константы этого равновесия, а также от температуры и от концентрации соли.Запишем уравнение гидролиза в общем виде. Пусть НА — кислота, МОН — основание, МА — образованная ими соль. Тогда уравнение гидролиза будет иметь вид:МА + Н₂0<—> НА + МОН

Этому равновесию отвечает константа:

K=[НА] [МОН]/[МА] [Н₂О]. Концентрация воды в разбавленных растворах представляет собою практически постоянную величину. Обозначал

К [H₂O]= Кг ,получим:Кг=[НА] [МОН]/[МА]

Величина Кг назыв константой гидролиза соли. Ее значение харак-ет способность данной соли подвергаться гидролизу; чем больше Кг, тем в большей степени’ (при одинаковых температуре н концентрации соли) протекает гидролиз.

Кг=КH₂O/Kкисл. Это показывает, что Кг тем больше, чем меньше Ккисл- Иными словами, чем слабее кислота, тем в большей степени Подвергаются гидролизу ее соли.

Kг=KH₂O/Kосн. Поэтому, чем слабее основание, тем в большей степени подвер гаются гидролизу образованные им соли.

Для солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием, константа гидролиза связана с константами диссоциации кислоты и основания следующим соотношением:

Kг=KH₂O/(KкислKосн)

Наиболее типичные случаи гидролиза солей:1. Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз по катиону). Избыток ионов H⁺ в растворе обусловливает кислую реакцию среды в растворе (рН<7).

2. Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз по аниону). В данном случае гидролиз ведет к увеличению концентраций ионов в растворе, среда щелочная, рН>7

3. Соль, образованная слабой кислотой и слабым основанием (гидролиз по катиону и по аниону). В результате гидролиза происходит образование двух слабых электролитов, раствор оказывается близким к нейтральному, рН~7. 4. Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой.

Соли подобного типа гид­ролизу не подвергаются. Их ионы не образуют с ионами H⁺ и  OH^-воды слабодиссоциируюших или труднорастворимых соединений, равновесие между ионами и молекулами воды не нарушается и раствор остается нейтральным, рН  равен 7.