- •§ 1. Растворимость
- •§ 2. Способы выражения состава растворов
- •§3. Коллигативные свойства разбавленных растворов неэлектролитов
- •§ 4. Растворы электролитов
- •§4. 2. Растворы сильных электролитов
- •§5. Ионное произведение воды.
- •§6. Буферные растворы
- •§7. Произведение растворимости
- •Выражение для произведения растворимости имеет вид
- •§8. Гидролиз солей
Выражение для произведения растворимости имеет вид
ПР = (g+·[Ktz+]) x × (g– ·[Аnz–]) y, (46)
где а+, а– – активности катиона и аниона; g+ , g– – коэффициенты активностей катиона и аниона; [Ktz+], [Аnz–] – равновесные молярные концентрации ионов, моль/дм3.
Поскольку насыщенный раствор труднорастворимого вещества содержит небольшие количества ионов, то есть является достаточно разбавленным, то при расчете ПР активности ионов можно заменить равновесными концентрациями. Тогда уравнение (46) примет вид
ПР = [ Ktz+] x × [Аnz–] y. (47)
ПР электролита при данной температуре есть величина постоянная. Численные значения произведения растворимости большинства труднорастворимых электролитов приведены в справочной литературе.
По величине ПР судят о растворимости электролита: из двух однотипных соединений большей растворимостью обладает то, произведение растворимости которого больше.
Если произведение концентраций ионов (ПРрасч) в каком-либо растворе соли больше, чем табличное значение ПРтабл, то в растворе будет присутствовать осадок данного вещества. И наоборот, если ПРрасч < ПРтабл, то осадок данного вещества растворится.
Равновесные молярные концентрации ионов [Ktz+] и [Аnz–] пропорциональны растворимости вещества L (моль/дм3)
[Ktz+] = x × L ; [Аnz–] = y× L . (48)
Отсюда ПР[(Kt)х(Аn)у] = (x×L)x × ( y× L)y ; (49)
L = . (50)
§8. Гидролиз солей
Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с молекулами воды, сопровождающееся изменением рН раствора. Гидролиз протекает только тогда, когда при взаимодействии ионов и воды образуются малодиссоциированные вещества. Известны следующие виды гидролиза солей.
1. Гидролиз по аниону.
В этом случае гидролизуются соли сильного основания и слабой кислоты, при этом реакция среды становится щелочной (рН > 7). Например
СН3СООNa ® СН3СОО – + Na+;
Na+ + HOH ® реакция практически не идет;
СН3СОО – + HOH Û СН3СООН + ОН –, рН > 7.
Молекулярное уравнение гидролиза
СН3СООNa + HOH Û СН3СООН + NaОН .
Если анион многозарядный, то гидролиз протекает ступенчато, например
Na2CO3 + HOH Û NaHCO3 + NaOH;
I ступень гидролиза: CO + HOH Û HCO + OH –;
II ступень гидролиза: НCO + HOH Û H2CO3 + NaOH .
Накапливающиеся в растворе ионы ОН – препятствуют протеканию II ступени гидролиза, поэтому практически гидролиз идет только по I ступени.
2.Гидролиз по катиону.
В этом случае гидролизуются соли слабого основания и сильной кислоты, при этом реакция среды становится кислой (рН < 7). Например
(NH4)2SO4 ® 2NH4+ + SO;
SO + HOH ® реакция практически не идет;
NH4+ + HOH Û NH4OH + H+, рН < 7.
Молекулярное уравнение гидролиза
(NH4)2SO4 + HOH Û NH4OH + NH4HSO4 .
Гидролиз не доходит до конца, так как накопление в растворе ионов водорода препятствует образованию свободной кислоты.
3. Гидролиз по катиону и аниону одновременно.
Такому виду гидролиза подвергаются соли слабого основания и слабой кислоты. В реакции участвуют и катион, и анион соли. Реакция среды определяется относительной силой образующихся слабой кислоты и слабого основания. Если KД (кислоты) > KД (основания), то рН < 7; если KД (кислоты)) < KД (основания), то рН > 7, а когда KД (кислоты) = KД (основания), то рН » 7. Например
NH4COOH + HOH Û NH4OH + HCOOH, рН = 7,
так как KД(HCOOH) = KД(NH4OH) = 1,76 × 10-5.
4. Необратимый полный гидролиз.
Если кислота и основание, образующие соль, являются не только слабыми электролитами, но и малорастворимы или неустойчивы и разлагаются с образованием газообразных продуктов, то гидролиз, как правило, протекает практически необратимо, например
Al2S3 + 6HOH ® 2Al(OH)3¯ + 3H2S ;
2Al3+ + 3S2– + 6HOH ® 2Al(OH)3¯ + 3H2S .
Количественно гидролиз соли характеризуется степенью гидролиза h и константой гидролиза Kг.
Степень гидролиза h показывает, какая часть соли находится в гидролизованном состоянии и выражается в долях единицы или в процентах
h = Сг / С2 , (51)
где Сг – концентрация гидролизованной части соли; С2 – общая концентрация растворенной соли.
Расчет константы гидролиза Kг и степени гидролиза h следует вести по формулам:
1) гидролиз по аниону
Kг = , h = =, (52)
где Kкислоты – константа диссоциации слабой кислоты.
Если гидролиз протекает ступенчато, то в выражение для расчета константы гидролиза по первой ступени входит константа диссоциации слабого электролита по последней ступени.
Концентрация ионов ОН– и рН раствора соли могут быть вычислены по формулам
[ОН–] = =h× С2 , (53)
рН = 14 – рОН = 14 + lg. (54)
2) гидролиз по катиону
Kг = , h = =, (55)
где Kосн – константа диссоциации слабого основания.
[H+] = =h × С2 , (56)
рН = –lg[H+] = –lg. (57)
3) гидролиз по катиону и аниону одновременно:
Kг = . (58)
Для этого случая концентрация раствора соли практически не влияет на степень гидролиза
h = . (59)
[H+] = , (60)
рН = –lg. (61)