4) Образование комплексных соединений

К₄[Cо(СN)₆] + 6NH₃ « [Cо(NH₃)₆](СN)₂ + 4КСN,

4К⁺ + [Cо(СN)₆]^4- + 6NH₃ « [Cо(NH₃)₆]²⁺ + 6СN- + 4К⁺,

[Cо(СN)₆]^4- + 6NH₃ « [Cо(NH₃)₆]²⁺ + 6СN^- .

Из сравнения значений констант нестойкостей ионов К_н([Cо(СN)₆]^4- ) =

1,2·10^{-19 -}и К_н([[Cо(NH₃)₆]²⁺)=2,5·10^-4 следует, что равновесие будет практически полностью смещено влево, так как цианидный комплекс кобальта значительно более прочный чем аммиачный

3 Гетерогенные равновесия в растворах электролитов.

Произведение растворимости

Для количественной характеристики системы осадок – раствор применяется произведение растворимости (ПР) – постоянная величина зависящая только от температуры.

Вывод ПР для бинарного электролита проведем на примере раствора с осадком АgСl.

В системе осадок раствор устанавливается равновесие

АgСl ¯ АgСl _(р-р) Аg ⁺ + Сl^–.

Применив закон действующих масс к данной гетерогенной системе, получим следующее выражение константы равновесия

К_р =

ПР(АgСl) = [Аg ⁺]× [Сl^–] = 1,8· 10^-10(25 ⁰С).

Если обозначить концентрации ионов через S, то в общем виде формула для вычисления ПР бинарного электролита имеет вид

ПР = S²,

где S – молярная растворимость осадка.

Молярная растворимость для бинарного электролита вычисляется соответственно по формуле

S = ÖПР(x).

Значения ПР малорастворимых электролитов приводятся в справочной литературе.

Для электролитов диссоциирующих на три ион (например, СаF₂↔ Са²⁺ + 2F^- и др.) математическая зависимость для ПР и S имеют вид

ПР = 4S³ отсюда S = .

Для электролитов диссоциирующих на четыре и более ионов будут более сложные математические зависимости. Поэтому по значениям ПР можно сравнивать растворимость только однотипных электролитов.

Лекция № 7 «Гидролиз солей»

1 Общие представления о гидролизе

Гидролиз - это обменная реакция взаимодействия вещества с водой. Гидролизу подвергаются вещества различных классов неорганических и органических соединений. Важным частным случаем гидролиза являет­ся гидролиз водных растворов солей.

Разберем процессы, происходящие при гидролизе, на примере ацетата натрия. При растворении соли в воде происходит её диссоциация на катионы и анионы

СН₃СООNа → Nа⁺ + СН₃СОО^-.

Образующиеся ионы взаимодействуют с полярными молекулами воды с образованием сильного основания (NаОН) и слабой кислоты (СН₃СООН). Это приводит к связыванию ионов водорода и к появлению избытка гидроксид ионов

СН₃СОО^- + Н⁺ОН^- ↔ СН₃СООН + ОН^-.

Реакция среды в данном случае щелочная.

Таким образом гидролиз – это ионообменная реакция соли с водой в результате которой изменяется рН-раствора. Так как в процессе гидролиза образуются кислота и основание можно считать, что гидролиз это реакция обратная реакции нейтрализации.

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием (NаСl и др.), гидролизу не подвергаются, так как образующиеся при диссоциации ионы не взаимодействуют с водой с образованием слабых электролитов.