10.2 Добуток розчинності

У системі, де в рівновазі знаходяться насичений розчин електроліту К_mA_n і його осад, перебігає оборотний процес:

К_mA_n(т) ⇄ mК⁺ⁿ + nA^–m,

де пряма реакція – це процес розчинення осаду, а зворотна – процес кристалізації.

Обидва процеси перебігають на поверхні осаду, тому константа рівноваги визначається лише концентрацією іонів у розчині:

. (10.3)

Добуток концентрацій іонів електроліту, що містяться у насиченому розчині за сталої температури є величина стала, яку називають добутком розчинності – ДР. Добуток розчинності є характеристикою малорозчинних речовин.

У розчинах малорозчинних електролітів кожного разу, коли добуток концентрацій іонів перевищує ДР, утворюється осад.

Дисоціація амфотерних гідроксидів. Рівновагу, що встановилася між осадом цинк гідроксиду і його насиченим розчином можна записати у такій формі:

2Н⁺ + ZnO₂^–2  Zn(OН)₂  Zn⁺² + 2ОН^–

(розчин)



Zn(OН)₂

(осад)

При доданні до розчину кислоти в ньому збільшується концентрація іонів Гідрогену. За принципом Ле-Шательє внаслідок зростання концентрації іонів Н⁺ дисоціація Zn(OН)₂ за типом кислоти придушується, а за типом основи посилюється. Осад Zn(OН)₂ при цьому розчиняється і утворюється сіль, в якій цинк є катіоном. При доданні до Zn(OН)₂ лугу зростає концентрації іонів ОН^–: рівновага у системі також зміщується, але тепер переважає дисоціація Zn(OН)₂ за типом кислоти. Осад також розчиняється, але утворюється сіль, в якій Цинк входить до складу аніону.

10.3 Гідроліз солей

Гідроліз солей – це процес їх взаємодії з водою. Кількісно гідроліз оцінюють за ступенем гідролізу – відношенням числа молів солі, що піддалися гідролізу, до загального числа молів солі. Гідроліз є оборотним ендотермічним процесом. Під час розбавлення розчину або підвищення температури гідроліз посилюється.

Залежно від сили кислоти і основи, що утворили сіль, можна спостерігати різні види гідролізу. Солі, утворені сильною кислотою і лугом, гідролізу не піддаються. Під час їх розчинення реакція середовища залишається нейтральною.

Гідроліз солей відбувається, якщо до складу солі входить катіон основи або аніон слабкої кислоти. Під час гідролізу солі, утвореної лугом і слабкою кислотою, наприклад натрій нітриту – утворюється слабкий електроліт –НNО₂. Рівняння реакції гідролізу цієї солі має такий вигляд:

NО₂^– + Н₂О ⇄ НNО₂ + ОН^–.

У розчині накопичуються іони ОН^–, що зумовлює його лужну реакцію. Константа рівноваги, яка називається константою гідролізу, має такий вигляд:

. (10.4)

Чим менше значення константи дисоціації кислоти, тим інтенсивніше перебігає процес гідролізу її солей. Гідроліз солей, утворених лугами і слабкими багатоосновними кислотами, відбувається східчасто з утворенням кислих солей.

Під час гідролізу солі, утвореної основою і сильною кислотою, наприклад NH₄Сl, внаслідок взаємодії катіонів основи NН₄⁺ з водою утворюється слабкий електроліт – NH₄OН. Рівняння реакції гідролізу цієї солі має такий вигляд:

NH₄⁺ + Н₂О ⇄ NH₄OН + Н⁺.

З рівняння видно, що в розчині нагромаджуються іони Н⁺, що зумовлює кислу реакцію середовища. Константа гідролізу NH₄OН буде мати вигляд:

. (10.5)

Чим менше значення константи дисоціації основи, тим інтенсивніше перебігає процес гідролізу її солей. Часто гідроліз солей, утворених багатокислотними основами, відбувається східчасто з утворенням основних солей.

Гідроліз солі, утвореної основою і слабкою кислотою, наприклад амоній карбонату супроводжується утворенням слабких електролітів – амоній гідроксиду і кислотного залишку карбонатної кислоти – HСO₃^–:

NH₄⁺ + СO₃^–2 + H₂O ⇄ NH₄OН + HСO₃^–.

Водний розчин має слаболужну реакцію, оскільки константа дисоціації NH₄OН більша, ніж константа дисоціації H₂СO₃ кислоти. Залежність константи гідролізу солі від констант дисоціації основи і кислоти має такий вигляд:

. (10.6)