Вопрос 28. Равновесие осадок-раствор. Произведение растворимости. Условия растворения и выпадения осадка.

Система осадок-раствор это и есть насыщенный раствор.

Подавляющее большинство веществ обладает ограниченной растворимостью в воде и других растворителях. Поэтому на практике часто приходится встречаться с системами, в которых в состоянии равновесия находят осадок и насыщенный раствор электролита. Вследствие динамического характера равновесия скорость процесса растворения осадка будет совпадать со скоростью обратного процесса кристаллизации.

A_nB_m(т) ↔ nA^m+ + mB^n-.

Произведение активностей ионов электролита, содержащихся в его насыщенном растворе при данной температуре, есть величина постоянная. Эту величину называют произведением растворимости электролита и обозначают ПР. как константа равновесия, произведение растворимости зависит от природы растворённого вещества и растворителя, а также от температуры и не зависит от активностей ионов в растворе.

Связь между ПР и растворимостью c_p выразиться уравнением:

ПР=(nCр_Аm+)ⁿ(mCр_Bn-)^m

Совершенно нерастворимых веществ не существует, поэтому если в растворе образовался осадок, то жидкость над раствором представляет насыщенный раствор данного малорастворимого электролита.

Растворение осадка- это процесс, обратный осаждению. Данный процесс идет в том случае, если произведение концентрации ионов малорастворимого электролита меньше значения его ПР. Для того чтобы создать условия, благоприятствующие переходу осадка в раствор, необходимо уменьшить концентрацию , по крайней мере, одного из ионов.

Вопрос 29.Гидролиз солей. Константа гидролиза. Степень гидролиза.

Солями называются электролиты, при диссоциации кот образуются катионы металлов и анионы кислотных остатков.

Гидролизом солей называют реакции обмена межу водой и растворенными в ней солями. В результате гидролиза соли в растворе появляется избыточное количество ионов Н⁺ или ОН^-.

Гидролиз протекает в 3 случаях:

1). Соль сильного основания и слабой кислоты. Сильные электролиты: кислоты HCl, HNO₃, H₂SO₄; щелочи NaOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂. Слабые электролиты: H₂CO₃, H₂S, NH₄OH, все основания d-металлов Fe(OH)₃, Cu(OH)₂. (Na⁺NaOH, CO₃^2- H₂CO₃, рН>7)

Na⁺₂CO^2-₃+HOHNaOH+NaHCO₃  I-я стадия гидролиза,

2Na²⁺+CO^2-₃+HOH2Na⁺+OH^-+HCO^-₃,

CO₃+HOHOH^-+HCO^-₃,

NaHCO₃+HOHNaOH+H₂CO₃ 

II-я стадия гидролиза (H₂O и CO₂);

Na⁺+HCO^-₃+HOHNa⁺+OH^-+H₂CO₃;

HCO^-₃+HOHH₂CO₃+OH^- (H₂O и CO₂).

Сильное основание+сильная кислотанет гидролиза. KCl гидролизу не подвергается. Т.к. процесс гидролиза обратимый, то он не приводит к выводу продукта. рН=7

2). Соль слабого основания и сильной кислоты: (Fe³⁺Fe(OH)₃, Cl^-₃HCl, pH<7): FeCl₃+3HOHFe(OH)₃+3HCl,

Fe³⁺+3Cl^-+3HOHFe(OH)₃+3H⁺+3Cl^-,

Fe³⁺+3HOHFe(OH)₃+3H⁺. происходит подкисление раствора

3). Соль слабого основания и слабой кислоты: (Fe³⁺₂Fe(OH)₃, S²⁺₃H₂S): рН=7

Fe₂S₃+3HOH2Fe(OH)₃+3H₂S↑.

Степень гидролиза β-показывает отношение концентраций гидролизованных ионов к концентрации исходных ионов: β=

Константа гидролиза : Кгидр= , Кд-слабой кислоты , Кw=