Степень диссоциации электролита зависит:

-от концентрации,

-от природы растворителя,

-электролита и температуры.

Диссоциация малорастворимых веществ. Произведение растворимости

•Когда при растворении твердого тела в воде получается насы­ щенный раствор, между растворяемыми веществами и находя­ щимися в растворе молекулами устанавливается равновесие. При растворении электролита, например соли, в раствор переходят не молекулы, а ионы; следовательно, и равновесие в насыщенном растворе устанавливается между твердой солью и перешедшими в раствор ионами.

•Например, в насыщенном растворе сульфата кальция устанавливается равновесие:

•CaSO4«Са2++SO2-4 твердая ионы в растворе соль

•Константа равновесия для этого процесса выразится уравнением:­

•K=[Ca2+][SO2-4]/[CaSO4]

Знаменатель дроби — концентрация твердой соли — представляет­ собой постоянную величину, которую можно ввести в константу.

Обозначив K[CaSO4]=К', получим [Ca2+][SO2-4]=К'.

Таким образом, в насыщенном растворе электролита произведение­ концентраций его ионов есть величина постоянная при данной­ температуре. Эта величина количественно характеризует способность­ электролита растворяться; ее называют

произведением растворимости электролита и обозначают буквами ПР

Заменим величину K' на ПРСаSO4, получим: ПРCaSO4=[Ca2+][SO42-]

Численное значение произведения растворимости электролита­ нетрудно найти, зная его растворимость. Например, раствори­ мость сульфата кальция при 20°С равна 1,5•10-2 моль/л. Это значит, что в насыщенном растворе концентрация каждого из ионов Са2+ и SO2-4 равна 1,5•10-2 моль/л. Следовательно, произ­

ведение растворимости этой соли: ПРCaSO4=[Ca2+][SO2-4]=(1,5•10-2)2=2,25•10-4

Ионное произведение воды.Водородный показатель

•Вода — слабый электролит, который незначительно диссо­ циирует на ионы Н+ и ОН-:

•Н2O=Н++ОН-

•Константа диссоциации воды:

•KD= [H+][OH-]/[H2O]

•была вычислена при помощи измерений по электрической прово­

димости: KD=1,810-16. Такое значение KD указывает на крайне незначительную диссоциацию воды. Следовательно, концентра­

цию воды [Н2О] в знаменателе выражения можно считать ве­ личиной постоянной и равной

•[Н2O]=(1000 г/л)/(18г/моль) =5,56 моль/л и

•[Н2О]•KD=55,56•1,8•10-16=l0-14

Величина KW=KD•[Н2О]=10-14 называется ионным произведением­ воды и

является константой как для чистой воды, так и для разбавленных растворов. Ионное произведение воды увеличивается­ при повышении температуры. Можно также записать:

KW=[Н+][ОН-]

Из этого выражения для ионного произведения воды видно, что в чистой воде концентрация гидроксид-ионов и ионов водорода­ равна: [Н+]=[ОН-]=ÖKW=Ö10-14 =10-7 моль/л

Если разбавленный раствор содержит больше ионов водорода, чем 10- 7 моль/л, то соответственно концентрация гидроксид-ионов­ уменьшится во столько раз, во сколько увеличилась концентрация­ ионов Н+. Это следует из уравнения .

Концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов важна в химии растворов, поэтому была введена специальная величина — водородный показатель, или pH. По определению, водородный показатель есть обратный логарифм концентрации ионов H+:

pH=-lg[H+].

pH чистой воды равен -lg10-7=7. Если в растворе концентрация­ ионов Н+ больше, чем 10-7 моль/л, то pH такого раствора будет меньше 7, что является показателем кислой среды раствора, Если же [Н+]<10-7 моль/л, то pH>7, и раствор имеет щелочную реакцию.

Химическое равновесие процесса диссоциации воды смещается вправо.

Поэтому в водном растворе соли появляется избыток свободных ионов Н+ или ОН—, и раствор соли показывает кислую или щелочную среду.

Гидролиз — процесс обратимый для большинства солей. В состоянии равновесия только небольшая часть ионов соли гидролизуется.

Гидролиз солей

•Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с водой, в результате которого образуются слабые электролиты.

•Сущность гидролиза сводится к химическому

взаимодействию катионов или анионов соли с