43. Равновесие в насыщенном растворе труднорастворимого электролита. Произведение растворимости Равновесие осадка трудно растворимого, сильного электролита KtnAnm с его ионами в растворе описывается уравнением Константа равновесия этого процесса носит название произведения растворимости и определяется только произведением концентраций ионов электролита в растворе и не зависит от концентрации твердого компонента: Произведение растворимости есть произведение концентраций ионов сильного, плохо растворимого электролита в степенях их стехиометрических коэффициентов в его насыщенном растворе. В случаях, когда ионная сила раствора достаточно велика (I>0,001) вместо концентраций ионов следует использовать активности. Величина произведения растворимости постоянна при постоянной температуре. Произведение растворимости может быть использовано для характеристики насыщенности раствора: - раствор насыщенный; - концентрация выше концентрации насыщенного раствора, выпадает осадок; -раствор ненасыщенный, осадок растворяется. Равновесие между ионами и молекулами в растворах слабых электролитов подчиняется принципу Ле Шателье. В соответствии с принципом Ле Шателье, при разбавлении раствора слабого электролита равновесие смещается в сторону диссоциации, т.к. это ведет к увеличению числа частиц растворенного вещества, уменьшившегося в результате разбавления. Растворимость труднорастворимого электролита от введения в раствор одноименных ионов уменьшается.

42. Реакции в растворах электролитов

Электролиты – это вещества, растворы которых обладают ионной проводимостью.

Поскольку электролиты в растворах образуют ионы, то для отражения сущности реакций часто используют так называемые ионные уравнения реакций.

С точки зрения теории диссоциации при реакциях между ионами в растворах электролитов возможны два исхода:

Например, можно рассмотреть две реакции:

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2­, (1)

2Al + 2KOH + 6H2O = 2K[Al(OH)4] + 3H2­. (2)

В ионной форме уравнения (1) и (2) запишутся следующим образом:

2Al + 2Na+ + 2OH- + 6 H2O = 2Na+ + 2[Al(OH)4]- + 3H2­, (3)

2Al + 2K+ + 2OH- + 6 H2O = 2K+ + 2[Al(OH)4]- + 3H2­, (4)

В данном случае алюминий не является электролитом, а молекула воды записывается в недиссоциированной форме потому, что является очень слабым электролитом. Неполярные молекулы водорода практически нерастворимы в воде и удаляются из сферы реакции. Одинаковые ионы в обеих частях уравнений (3), (4) можно сократить, и тогда эти уравнения преобразуются в одно сокращённое ионное уравнение взаимодействия алюминия с щелочами:

2Al + 2OH- + 6H2O = 2[Al(OH)4]- + 3H2­. (5)

Очевидно, что при взаимодействии алюминия с любой щелочью реакция будет описываться уравнением (5). Следовательно, ионное уравнение, в отличие от молекулярного, относится не к одной какой-нибудь реакции между конкретными веществами, а к целой группе аналогичных реакций. Так, при помощи ионов серебра Ag+ можно обнаружить присутствие в растворе ионов галогенов, а при помощи ионов галогенов можно обнаружить ионы серебра; при помощи ионов бария Ba2+ можно обнаружить ионы SO2- и наоборот.

С учётом вышеизложенного можно сформулировать правило, которым удобно руководствоваться при изучении процессов, протекающих в растворах электролитов.

Реакции между ионами в растворах электролитов идут практически до конца в сторону образования осадков, газов и слабых электролитов.

Следовательно, реакции идут с образованием веществ с меньшей концентрацией ионов в растворе в соответствии с законом действующих масс. Скорость прямой реакции пропорциональна произведению концентраций ионов реагирующих компонентов, а скорость обратной реакции пропорциональна произведению концентраций ионов продуктов. Но при образовании газов, осадков и слабых электролитов ионы связываются (уходят из раствора) и скорость обратной реакции уменьшается.

44. Гидролиз солей

Гидролиз солей – это взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих частиц. три типа гидролиза:гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион);гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион);совместный гидролиз (в реакцию с водой вступает и катион, и анион);

Гидролиз солей является обратимой химической реакцией. Количественными характеристиками его являются степень гидролиза η и константа гидролиза. Степень гидролиза соли выражается отношением числа гидролизованных молекул к общему числк молекул соли в растворе. Степень гидролиза увеличивается с повышением температуры и разбавлением.

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (NaCl, KCl, Ba(NO₃)₂, Na₂SO₄ и др.), гидролизу в растворе не подвергаются, т.к. не образуется слабодиссоциированных соединений (катионы сильных оснований и анионы сильных кислот не могут связывать ионы воды). Реакция растворов этих солей остается практически нейтральной, рН = 7.

Гидролизу подвергаются соли, образованные: а) сильным основанием и слабой кислотой; б) сильной кислотой и слабым основанием; в) слабым основанием и слабой кислотой.

а) Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой протекает всегда по аниону, заряд которого определяет число теоретических ступеней гидролиза. Реакция среды их водныз растворов - щелочная (рН > 7).

б) Гидролиз солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием протекает всегда по катиону, заряд которого определяет число теоретических ступений гидролиза. Реакция среды их водных растворов кислая (рН < 7). в) Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой протекает одновременно по катиону и по аниону, образуя сразу два слабых электролита. Реакция среды водного раствора такой соли устанавливается путем сравнения констант диссоциации образующихся слабых электролитов. Если константы диссоциации основания и кислоты близки, то реакция раствора остается практически нейтральной, если же они различаются на несколько порядков, то среда может быть слабокислой или слабощелочной - в зависимости от силы кислоты и основания.

Полный и необратимый гидролиз солей. Некоторые соли, образованные слабыми летучими кислотами и многокислотными гидроксидами не могут находиться в виде водных растворов из-за полного необратимого взаимодействия с водой, сопровождающегося одновременным выделением газа и выпадением осадка.

При взаимодействии сульфида алюминия с водой наблюдается образование осадка гидроксида алюминия и выделение сероводорода  Al₂S₃ +  6H₂O  =  2Al(OH)₃↓  +  H₂S↑

Аналогичная реакция происходит и при сливании водных растворов хлорида алюминия и сульфида натрия. Вместо предполагаемого в качестве одного из продуктов реакции сульфида алюминия образуются продукты его полного гидролиза, поэтому можно записать следующее уравнение реакции 2AlCl₃ +  3Na₂S  +  6H₂O  =  2Al(OH)₃↓  +  3H₂S↑  +  6NaCl Подобное взаимодействие двух солей, усиливающих гидролиз друг друга, называется совместным гидролизом.