Вираз для константи рівноваги (др) матиме вигляд

ДР_ВаSО4=[Ва²⁺] · [SО ] = 1∙10^-10

Незалежно від зміни молярної концентрації окремих йонів у розчині значення ДР завжди залишається сталим за сталої температури.

Основні умови утворення і випадання осаду під час проведення аналітичних реакцій: осад малорозчинного електроліту утворюється тоді, коли після змішування розчинів реагентів добуток молярних концентрацій катіонів і аніонів буде більшим, ніж ДР_осаду. Якщо добуток концентрацій йонів, з яких складається малорозчинний електроліт, менший за його ДР, то відповідний розчин є ненасиченим (осаду немає).

Значення ДР вказані в довідниках.

Алгоритм обчислення можливості утворення і випадання осаду:

1. розраховують молярні концентрації речовин у розчині після змішування розчинів;

2. визначають молярні концентрації тих йонів, які утворюють осад;

3. знаходять добуток молярних концентрацій йонів, які утворюють осад;

4. одержаний добуток молярних концентрацій йонів у розчині порівнюють з ДР речовини, яка випадає в осад.

Задача . Чи утвориться осад, якщо змішати рівні об’єми розчинів NaCl та TlNO₃, концентрація кожного з яких дорівнює 0,02 моль/л? ДР_TlCl = 1,7·10^-4.

Розв’язання. Під час зливання рівних об’ємів розчинів відбувається їхнє взаємне розбавляння вдвічі. Отже у кінцевому розчині концентрації йонів складають:

[Cl^-] = 0,01 моль/л; [Тl⁺] = 0,01 моль/л;

[Тl⁺] [Cl^-] = 0,01·0,01 = 10^-4 < 1,7·10^-4.

Добуток молярних концентрацій менше ДР_TlCl , отже осад не утворюється.

Водневий показник. Чиста вода є слабким електролітом, який незначною мірою проводить електричний струм.

H₂O  H⁺ + OH^- K = ([H⁺][OH^-]) / [H₂O] = 1,8 • 10^-16 (при 22С) ,

де К – константа електролітичної дисоціації води. Унаслідок незначної дисоціації можна вважати, що концентрація [H₂O] є сталою і дорівнює частці від ділення маси 1 л води на її молекулярну масу: [H₂O] = 1000 / 18 = 55,56 молей. Отже,

K = ([H⁺][OH^-]) / 55,56 = 1,8 • 10^-16

Це означає, що за певної температури добуток К·[H₂O] є сталою величиною

1,8 • 10^-16 ·55,56 =10^-14 і називається йонним добутком води К_в

К_в= [H⁺][OH ^-] = 1 • 10^-14

У чистій воді та нейтральних розчинах солей і неелектролітів виконується умова [H⁺] = [OH ^-] Оскільки добуток цих величин дорівнює К_в, то:

[H⁺] = [OH ^-] = √К_в = 10^-7 моль/л

У розчинах кислот [H⁺] збільшується, концентрація [OH ^-] зменшується, а йоний добуток К_в залишається сталим. Наприклад, [H⁺]=10^-3 моль/л, то [OH ^-] визначається так: [OH ^-] = К_в/[H⁺] = 10^-14/10^-3 = 10^-11 моль/л.

У розчинах лугів [OH ^-] > 10^-7 моль/л. Рівновага дисоціації води зсувається в бік утворення молекул води й концентрація йонів H⁺ зменшується. Отже, в лужних розчинах [H⁺] < 10^-7 моль/л.

Для характеристики кислотності середовища зручно користуватися водневим показником рН, який дорівнює від'ємному десятковому логарифму концентрації йонів гідрогену:

pH = -lg [H⁺]

У чистій воді та в нейтральних середовищах, де

[H⁺] = [OH^-] = 10^-7моль/л, рН = -lg 10^-7 = 7.

У кислих середовищах, де [H⁺] > [OH^-] значення pH < 7 і в лужних середовищах, де [H⁺] < [OH^-] значення pH > 7.

Гідролізом називається реакція обміну сполуки з водою, в результаті якої утворюються малодисаційовані або малорозчинні сполуки: основи, кислоти, основні та кислі солі.

Суть процесу гідролізу полягає в утворенні слабких електролітів під час взаємодії з водою. Таким чином, процесу гідролізу можуть піддаватися солі, утворені слабкими електролітами (кислотами, основами). Солі утворені сильною основою і сильною кислотою, не піддаються гідролізу.

Залежно від складу солей є такі типи реакцій гідролізу:

• Гідроліз солі, утвореної сильною основою і слабкою кислотою. Такі солі гідролізують з утворенням слабкої кислоти або кислої солі.

• Гідроліз солі, утвореної сильною кислотою і слабкою основою. Такі солі гідролізують з утворенням слабкої основи або основних солей. При цьому утворюється вільна сильна кислота, а розчини таких солей мають кислу реакцію (рН < 7).

• Гідроліз солі, утвореної слабкою основою і слабкою кислотою. Гідроліз таких солей відбувається досить повно, оскільки внаслідок гідролізу утворюються дві малодисоційовані або малорозчинні речовини. Розчин солі внаслідок її гідролізу може мати рН ≈ 7.

Для правильного написання рівняння реакцій гідролізу треба:

• записати рівняння дисоціації солі;

• визначити, якими (сильними чи слабкими) електролітами утворена дана сіль;

• записати скорочене йонне рівняння гідролізу, визначити кислотність середовища;

• записати повне йонне рівняння гідролізу;

• записати молекулярне рівняння гідролізу.

Розглянемо гідроліз калій карбонату K₂CO₃. У розчині ця сіль дисоціює:

K₂CO₃  2К⁺ + CO₃^2-

Ця сіль утворена слабкою кислотою і сильною основою, тому аніони слабкої вугільної кислоти CO₃^2- зв’язуватимуть йони Н⁺ з утворенням малодисоційованого гідроген карбонат-йона HCO₃^-, реакція середовища буде лужна (рН > 7) . Це двохосновна кислота, тому гідроліз відбувається ступінчасто.