Произведение растворимости. Гидролиз солей

Большая часть веществ обладает ограниченной растворимостью в воде и других растворителях.

Рассмотрим равновесие, которое устанавливается в системе: твердый электролит его насыщенный твёрдый раствор

Если имеется, например, сильный электролит К⁺ А^-, то между осадком К⁺ А^- _(т) и насыщенным водным раствором, содержащим только ионы К⁺ и А^- (точнее гидрагированные ионы К⁺ ∙ (H₂O)_к и А^- ∙ (H₂O)_а, будет иметь место равновесие

 

К⁺ А^- _(тв.) К⁺+А^-

откуда

 

или [К⁺] [А^-] = K [К⁺А^-], где К – константа равновесия.

В изотермических условиях, т.е. при постоянной температуре К и [К⁺А^-] будут иметь постоянные значения, т.к. растворимость электролита К⁺А^- в воде постоянна и часть его, содержащегося в растворе, полностью диссоциирована (вследст-

вие малой концентрации раствора). Поэтому произведение двух постоянных в уравнении является так же постоянной величиной, называемой произведением растворимости и обозначается ПР

 

ПР = [К⁺] [А^-] или ПР =

Таким образом, произведение концентраций ионов в насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита при данной температуре есть величина постоянная, называемая произведением растворимости.

Правило произведения растворимости позволяет регули-

 

ровать содержание ионов в растворе.

Так, при увеличении концентрации одного из ионов (путем введения в исходный раствор нового электролита с одноименным катионом или анионом) концентрация другого иона понижается.

Это правило имеет два следствия:

1) если произведение концентраций ионов превышает величину ПР, то выпадает осадок

ПР < [К⁺] [А^-]

2) если произведение концентраций ионов не достигает величины ПР, то осадка образоваться не может

ПР > [К⁺] [А^-]

Например, AgCl Ag⁺ + Cl^-

ПР_AgCl = [Ag⁺] [Cl^-]

ПР_AgCl = 1,8 ∙ 10^-10, т.е. если произведение концентраций [Ag⁺] [Cl^-] превышает эту величину начнет выпадать осадок AgCl↓.

Ионообменные реакции. Реакции в растворах электролитов, при которых не происходит изменения зарядов ионов, входящих в соединения, называются ионообменными реакциями.

Многие факторы могут приводить к смещению равновесия в растворах электролитов. Изменение давления дает незначительный эффект из-за малой сжимаемости жидкостей. Изменение температуры раствора позволяет повышать или понижать растворимость вещества, а также вызывает некоторое изменение степени диссоциации слабого электролита. Однако основным фактором, позволяющим смещать положение равновесия в растворах электролитов, служит изменение концентрации ионов в растворе.

В соответствии с принципом Ле-Шателье равновесия в ионообменных реакциях в растворах смещаются в сторону образования наименее диссоциированных соединений.

Направление реакций ионного обмена определяется следующим правилом: ионные реакции протекают в сторону образования осадков (труднорастворимых веществ), газов (легколетучих веществ), слабых электролитов (плоходиссоцирующих соединений), комплексных ионов.

В уравнениях ионных реакций формулы сильных электролитов записывают в диссоциированном виде, слабых – в недиссоциированном.

Образование осадков.

AgNO₃ + NaCl → AgCl + NaNO₃

Ag⁺ + Cl^- → AgCl

Данные о растворимости соединений приведены в таблице растворимости.

Образование газов.

Na₂S + H₂SO₄ = H₂S + Na₂SO₄

2Na⁺ + S^2- + 2H⁺ + SO = H₂S + 2Na⁺ + SO

S^2- + 2H⁺ = H₂S

Образование слабых электролитов.

а) образование воды:

 

NaOH + HCl NaCl + H₂O

OH^- + H⁺ H₂O

б) образование слабого основания:

 

NH₄Cl + KOH = NH₄OH + KCl

NH₄⁺ + OH^- = NH₄OH

в) образование слабой кислоты:

 

CH₃COONa + HCl = CH₃COOH + NaCl

CH₃COO^- + H⁺ = CH₃COOH

Образование комплексного иона.

Комплексный анион. HgI₂↓ + 2KI = K₂ ⁺¹[HgI₄]^2-

Комплексный катион. CuSO₄ ∙5H₂O + 4NH₃ = [Cu (NH₃)₄]²⁺ SO + 5H₂O.

Гидролизом солей называют реакции обмена между водой и растворенными в ней солями, сопровождающиеся изменением pH среды.

Процесс гидролиза количественно может быть охарактеризован константой гидролиза K _г и степенью гидролиза h.

Пусть соль MА подвергается гидролизу. Тогда в соответствии с законом действующих масс: MА + H₂O → HA + MOH - q

Этому уравнению соответствует константа

 

K =

 

[H₂O] – величина постоянная и тогда

 

[H₂O] ∙ K = = K _г

K _г – характеризует способность соли подвергаться гидролизу: чем больше K _г, тем в большей степени протекает гидролиз.

Степень гидролиза – отношение количества молекул соли подвергшихся гидролизу к общему количеству молекул соли в растворе. Степень гидролиза связана с константой гидролиза и она тем больше, чем больше K _г. Зависит h и от разбавления и от температуры. Чем больше разбавление, и чем больше температура, тем выше степень гидролиза.

В зависимости от силы кислоты и основания образующиеся соли можно разделить на четыре типа соли образованные:

а) сильным основанием и сильной кислотой;

б) сильной кислотой и слабым основанием (ZnCl₂);

в) сильным основанием и слабой кислотой (K₂CO₃);

г) слабым основанием и слабой кислотой Al₂ (CO₃)₃.

Соли первого типа (а) гидролизу не подвергаются, т.к. при их взаимодействии с водой не могут быть получены слабые электролиты.

В системе H₂O H⁺ + OH^- равновесие не нарушается и поэтому pH таких солей равно 7.

Гидролиз солей остальных трех типов является, как правило, процессом обратимым. Соли образованные многоосновными кислотами или многокислотными основаниями, гидролизуются ступенчато, переходя в первой фазе в кислые или основные соли.

б) – тип ZnCl_{2 .}

I ст. ZnCl₂ + HOH Zn (OH) Cl + HCl

Zn²⁺ + 2Cl^- + HOH Zn (OH)⁺ + Cl^- + H⁺ + Cl^-

Zn²⁺ + HOH Zn (OH)⁺ + H⁺ pH < 7

II ст. Zn (OH)⁺ + HOH Zn (OH)₂ + H⁺

в) – тип K₂CO_3.

I ст. K₂CO₃ + H₂O KHCO₃ + KOH

CO₃^2- + HOH HCO₃^- + OH^- pH > 7

II ст. HCO₃^- + HOH H₂CO₃ + OH^-

г) – тип Al₂ (CO₃)₃

Al₂ (CO₃)₃ + HOH Al (OH)₃ + H₂CO₃

K _г = полный гидролиз pH 7.

Реакции pH раствора определяются относительной силой образующихся оснований и кислот.