3.3.3. Добуток розчинності малорозчинних речовин

У гетерогенній системі малорозчинної сполуки, яка складається з осаду та насиченого розчину електроліту, з однаковою швидкістю безперервно здійснюються два процеси: за одиницю часу під дією полярних молекул розчинника і йони речовини переходять у розчин і в такій же кількості осаджуються на поверхні кристалу.

Із часом при сталій температурі встановлюється динамічна рівновага між твердою фазою (осадом) та йонами в розчині:

Cd(OH)₂ ⇄ Cd²⁺(р) + 2OH^– (р)

Згідно із законом діючих мас, таку рівновагу характеризують величиною константи рівноваги:

,

де – концентрація речовини в осаді, яка при переході йонів у розчин практично не змінюється, тому її вважають сталою величиною.

Добуток константи рівноваги (К) і рівноважної концентрації твердої фази () також величина стала. Для гетерогенних систем таку константу називають добутком розчинності та позначають ДР (додаток 5).

В загальному вигляді для малорозчинної речовини A_mB_n, для якої рівняння динамічної рівноваги можна записати так:

A_mB_n ⇄ mAⁿ⁺ + nB^m–,

вираз добутку розчинності має вигляд:

ДР(A_mB_n) = [Aⁿ⁺]^m · [B^m–]ⁿ. (3.24)

Добуток розчинності важкорозчинної сполуки у насиченому розчині при даній температурі дорівнює добутку молярних концентрацій йонів, кожна з яких знаходиться у ступені, що дорівнює стехіометричному коефіцієнту при відповідному йоні в рівнянні рівноваги.

Наприклад, ДР(Ag₂S) = [Ag⁺]² · [S^2–], ДР(Са₃(РО₄)₂) = [Са²⁺]³ · [РО]².

Добуток розчинності характеризує розчинність речовини, тобто, чим більше значення добутку розчинності, тим більша при даній температурі розчинність (S) малорозчинного електроліту.

Так для насиченого розчину Ag₂S: [Ag⁺] = 2S, [S^2–] = S, тоді ДР(Ag₂S) = [Ag⁺]² · [S^2–] = (2S)² · S = 4S³. За значенням добутку розчинності Ag₂S обчислюють розчинність цієї солі: .

Так визначають розчинність малорозчинної сполуки у моль/л. Щоб визначити розчинність у г/л використовують рівняння:

.

Осад утвориться в тому випадку, коли добуток концентрацій йонів малорозчинного електроліту перевищить величину його добутку розчинності при даній температурі.

Для того, щоб розчинити осад, у розчин уводять такий електроліт, йони якого можуть утворювати малодисоційовану сполуку з одним з йонів важкорозчинного електроліту. Введення однойменних йонів у розчин важкорозчинного електроліту знижує його розчинність.

3.3.4. Йонний добуток води. Водневий показник як кількісна характеристика кислотності-основності розчинів

Вода є досить слабким електролітом. Однією з причин слабкої дисоціації води є те, щоб молекули її є асоційованими за допомогою водневих зв’язків. Іншою причиною є амфолітні властивості води, коли одна молекула її відіграє роль кислоти (відщеплює протон H⁺), а друга – основи (приєднує протон), тобто дисоціацію води можна умовно подати як двостадійний процес:

а) Н₂О ⇄ H⁺ + ОН^– (ендотермічний процес)

б) H⁺ + Н₂О ⇄ Н₃О⁺ (екзотермічний процес)

або HОН + HОН ⇄ Н₃О⁺ + ОН^–.

Сполуки-амфоліти, які дисоціюють за схемою так званого автопротолізу, виявляють слабкі електролітичні властивості. Дисоціацію води записують спрощено: Н₂О ⇄ H⁺ + ОН^–.

Для стану рівноваги вираз константи дисоціації води можна представити як: або

Оскільки для води при 298 К значення К_дис.=1,86∙10^–16 і концентрація води – величина стала, яку розраховують, як:

то добуток є також величиною сталою за цих умов і називається йонним добутком води, який чисельно дорівнює:Таким чином:

(3.25)

Оскільки концентрації йонів Н⁺ і ОН^– взаємопов’язані, то для визначення кислотності-основності середовища використовують концентрацію йонів Н⁺ або водневий показник рН. Водневим показником рН називають десятковий логарифм концентрації йонів Гідрогену зі знаком мінус:

pН= –lg [H⁺] (3.26)

або

, (3.27)

де [H⁺] – молярна концентрація йонів Гідрогену в розчині. Аналогічно концентрацію гідроксид-йонів виражають через показник рОН, який є десятковим логарифмом концентрації гідроксид йонів, взятий зі знаком мінус:

рОН = –lg [ОН^–]. (3.28)

На основі йонного добутка води обчислюють концентрацію [H⁺]- та [ОH^–]-йонів за формулами:

рН + рОН = 14; (3.29)

рН = 14 – рОН; (3.30)

рОН = 14 – рН. (3.31)

У кислих розчинах: [H⁺] > [ОН^–] і pН < 7.

У лужних розчинах: [H⁺] < [ОН^–] і pН > 7.

У чистій воді (нейтральне середовище): [H⁺] = [OH^–] = 10^–7 і pН = 7.

Вся шкала кислотності-основності знаходиться в межах від 10^–14 до нуля, моль йонів/л:

[H+]	0	10–1,	10–2,	...,	10–6,	10–7,	10–8,	...,	10–12,	10–13,	10–14
[ОН–]	10–14,	10–13,	10–12,	...,	10–8,	10–7,	10–6,	...,	10–2,	10–1,	0

нейтральне середовище

[H⁺] = [OH^–] = 10^–7

Для визначення рН користуються спеціальними речовинами –індикаторами. Індикатори – складні органічні сполуки, які за хімічними властивостями є слабкими кислотами або основами. Вони змінюють своє забарвлення залежно від концентрації йонів Н⁺ та ОН^–. Характеристики деяких важливих індикаторів наведено в табл. 3.2. Зміна забарвлення індикаторів відбувається в певному інтервалі значень рН розчину.

Таблиця 3.2

Індикатор	Характер індикатора	Інтервал переходу рН	Забарвлення за умови рН > 7	Забарвлення за умови рН = 7	Забарвлення за умови рН < 7
Метиловий оранжевий	основний	3,1 – 4,5	жовте	оранжеве	рожеве
Метиловий червоний	основний	4,2 – 6,3	жовте	оранжеве	червоне
Лакмус	кислотний	5,0 – 8,0	синє	фіолетове	червоне
Фенолфталеїн	кислотний	8,3 – 9,8	малинове	безбарвне	безбарвне