ГЕТЕРОГЕННЫЕ РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ

ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ

Примеры решения задач

 

––––––––––––––––

* См. табл. 4

Подавляющее большинство веществ обладает ограничений растворимостью в воде и других растворителях. Гетерогенная система, в которой в состоянии равновесия находится осадок и насыщенный раствор электролита при постоянной температуре, характеризуется величиной, которая называется произведением растворимости ПР.

Произведение растворимости равно произведению концентраций ионов малорастворимого электролита в насыщенном растворе, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов.

В общем случае выражение произведения растворимости для малорастворимого электролита типа описывается уравнением:

,

где , – концентрации ионов в растворе.

Более строго произведение растворимости выражается через произведение активностей ионов:

.

Величины произведений растворимости у разных веществ различны. Произведение растворимости зависит от природы растворенного вещества и растворителя, а также от температуры.

Величины произведений растворимости позволяют оценить возможность образования осадка в данных условиях, вычислить концентрацией ионов малорастворимой соли в насыщенном растворе и т.д.

Если < – то раствор ненасыщенный,

если = – то раствор насыщенный,

если > – раствор пересыщенный.

Осадок образуется в том случае, когда произведение концентрацией ионов малорастворимого электролита превысит величину его произведения растворимости при данной температуре. Когда ионное произведение станет равным величине ПР, выпадение осадка прекращается.

Пример 1.

Растворимость СаСО₃ равна 0,0069 г/л. Рассчитайте произведение растворимости СаСО₃.

Растворимость СаСО₃ равная 0,0069 г/л означает, что в 1 л раствора содержится 0,0069г СаСО₃. Находим молярную концентрацию этого раствора:

С_М = 0,0069/(100×1) = 6,9×10^-5 моль/л.

Так как каждая молекула СаСО₃ при растворении дает по одному

иону и то моль/л.

Следовательно,

Пример 2.

Произведение растворимости PbSO₄ составляет . Сколько грамм содержится в 500 мл раствора при 25⁰С?

Равновесие в данной системе выражается следующей схемой:

.

Тогда моль/л.

Запишем выражение для произведения растворимости :

х×х = х²;

тогда моль/л.

моль/л – это молярная концентрация каждого иона в растворе или молярная концентрация раствора PbSO₄, .

Массу PbSO₄ в 500 мл раствора рассчитываем из формулы:

 

,

где г/моль;

 

Пример 3.

Выпадает ли осадок при смешивании равных объемов растворов и с одинаковыми концентрациями 0,2 моль/л. .

При смешивании объем раствора возрастает вдвое, и концентрация каждого из веществ уменьшается вдвое, т.е. станет 0,2 моль/л: 2 = 0,1 моль/л. Равновесие при диссоциации каждой исходной соли можно записать:

a cоли образованной при их смешивании:

 

Тогда концентрации моль/л; моль/л.

Следовательно, произведение концентраций ионов образовавшейся соли будет:

Полученная величина превышает . Поэтому часть соли PbCl₂ будет выпадать в осадок.

Пример 4.

Какая масса кальция находится в виде ионов в 2 л насыщенного раствора ?

Так как раствор насыщенный, то произведение растворимости достигнуто, В растворе устанавливается равновесие:

Находим молярную концентрацию кальция в насыщенном растворе

;

Молярная концентрация кальция моль/л.

Найдем содержание кальция в граммах:

 

а в 2л насыщенного раствора:

 

Контрольные задания

111. Произведение растворимости Ag3PO4составляет 1,810-18. В ка-ком объёме насыщенного раствора содержится 0,05 г растворённой соли?

 

112. В 3 л насыщенного при комнатной температуре раствора PbSO4содержится 0,132 г соли. Вычислите произведение растворимости PbSO4.

113. В 3 л насыщенного раствора AgIO3содержится в виде ионов 0,176 г серебра. Вычислите произведение растворимости AgIO3.

114*. К 50 мл 0,001 н. раствора HCI добавили 450 мл 0,001 н. раствора азотнокислого серебра. Выпадет ли осадок хлорида серебра?

115*. Будет ли выпадать осадок при добавлении к 100 мл 0,02 н. раствора сульфата калия 100 мл 0,01 н. раствора хлорида кальция?

116*. Исходя из произведения растворимости карбоната кальция, найдите массу СаСО3, содержащуюся в 100 мл его насыщенного раствора.

 

Таблица 5. Произведение растворимости труднорастворимых в воде соединений (при температуре 25 С)

 

Вещество	ПР		Вещество	ПР
AgCl	1,56·10-10		Ag2S	1,6·10-49
AgBr	4,4·10-13		CaCO3	4,8·10-9
Ag2SO4	7,7·10-5		CaSO4	6,1·10-5

117*. Образуется ли осадок сульфата серебра, если к 0,02 М раствору азотнокислого серебра добавить равный объем 1 н. раствора серной кислоты?

118. В 500 мл воды при 18 С растворяется 0,0166 г Ag2CrO4. Чему равно произведение растворимости этой соли?

119*. Какая масса серебра находится в виде ионов в 1 л насыщенного раствора AgBr?

120*. В каком объеме насыщенного раствора Ag2S содержится 1 мг растворенной соли?

 

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Примеры решения задач

Гидролизом солей называется обменное взаимодействие ионов соли с водой, протекающее в сторону образования молекул слабого электролита ( основания или кислоты) и накопления Н⁺ или ОН^- ионов, приводящего к изменению нейтральной реакции среды.

Гидролиз по катиону.

Гидролизу подвергаются соли, образованные слабыми основаниями и сильными кислотами ( и др.). С водой взаимодействует катион слабого основания, объединяющийся с ионом ОH^- из воды. Ион водорода H⁺ при этом освобождается и подкисляет раствор, рH которого становится меньше 7.

Гидролиз по аниону.

Гидролизу подвергаются соли, образованные сильными основаниями и слабыми кислотами ( и др.). Анион слабой кислотой взаимодействует с ионом Н⁺ из Н₂О. Ион гидроксила при этом освобождается, и рН становится больше 7.

Гидролиз по катиону и аниону.

Соли, образованные слабыми основаниями и слабыми кислотами, гидролизуются и по катиону, и по аниону ( и др.). Гидролиз протекает до конца и характеризуется небольшими изменениями рН среды, так как связанными оказываются как ионы ОН^- из воды, так и ионы Н⁺. Так как образующиеся слабые основание и кислота являются электролитами разной силы (их константы неодинаковы), то рН раствора будет определять более сильный из них электролит.

Если К_д (основания)> К_д (кислоты), то рН > 7;

Если К_д (основания)< К_д (кислоты), то рН < 7.

Гидролизу не подвергаются соли, образованные сильными основаниями и сильными кислотами: ( и др.) так как ни катион, ни анион соли не могут при взаимодействии с водой образовывать молекулы слабых электролитов. Водные растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды (рН=7).

Гидролиз можно усилить, разбавлением раствора и повышением температуры раствора.

Пример 1.

Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакции гидролиза и укажите рН раствора КСN.

KCN+HOH«HCN+KOH

K⁺+CN^-+HOH«HCN+K⁺+OH^-

CN^-+HOH«HCN+OH^-, рН>7.

Соль КСN образована сильным основанием и слабой кислотой. Гидролиз идет по аниону слабой кислоты НСN. В результате гидролиза образуется слабая кислота НСN и избыток ионов ОН^-, которые подщелачивают раствор. рН раствора будет больше 7.

Пример 2.

Составьте молекулярные и ионно – молекулярные уравнения реакций гидролиза и укажите реакцию раствора NH₄Cl.

NH₄Cl+HOH« NH₄OH+HCl

рН<7.

Соль NH₄Cl образована слабым основанием и сильной кислотой. Гидролиз идет по катиону слабого основания NH₄OH. В результате гидролиза образуется слабое основание NH₄OH и избыток ионов Н⁺, которые подкисляют раствор. рН раствора будет меньше 7.

Пример 3.

Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций гидролиза и укажите рН раствора СН₃СОО(NH₄).

 

СН₃СОО(NH₄)+HOH « СН₃СООH+ NH₄OH

Гидролиз в данном случае идет и по катиону, и по аниону. В результате гидролиза образуются и слабые основания NH₄OH , и слабая кислота СН₃СООН (К_Д=1,86×10^-5). Так как константы диссоциации этих электролитов практически одинаковы, то реакция раствора этой соли будет близка к нейтральной (рН=7).

Пример 4.

Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций гидролиза и укажите рН раствора Аl(NO₃)₃.

 

Гидролиз соли, образованной поливалентным катионом и слабого основания, протекает ступенчато через стадии образования основных солей:

 

1 ступень AlCl₃+HOH«Al(OH)Cl₂+HCl

Al³⁺+ 3Cl^-+HOH«Al(OH)²⁺+2Cl^-+H⁺+Cl^-

Al³⁺+HOH« Al(OH)²⁺+H⁺,рН<7.

 

2 ступень Аl(OH)Cl₂+HOH«Al(OH)₂Cl+HCl

Al(OH)²⁺+2Cl^-+HOH«

pH<7.

3 ступень Al(OH)₂Cl+HOH«Al(OH)₃+HCl

рН<7.

 

Гидролиз соли протекает сильно по первой ступени, слабо – по второй ступени и совсем слабо – по третьей ступени (ввиду накопления ионов водорода процесс смещается в сторону исходных веществ).

Пример 5.

Изменится ли нейтральная реакция среды при растворении в воде соли NaCl?

Соль NaCl образована сильным основанием и сильной кислотой, поэтому гидролизоваться не будет и изменения рН в растворе не произойдет.

NaCl+HOH = NaOH+HCl

Na⁺+Cl^-+HOH=Na⁺+OH^-+H⁺+Cl^-

HOH=H⁺+OH^-

В этом случае происходит необратимая реакция, нейтрализации сильного основания сильной кислотой, обратная процессу гидролиза.

 

Контрольные задания

121. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакции гидролиза и укажите реакцию растворов солей:

CH3COONa, ZnCl2

122**. NH4Cl, K2CO3

 

123**. Al2(SO4)3, KCl

 

124**. CuCl2, Na2SiO3

 

125**. FeCl3, Na2SO4

 

126**. NH4NO3, Na2SO3

128*. KCN, FeCl2

 

129*. Na2S, ZnSO4

 

130*. K2SiO3, NiCl2