Растворение твердых электролитов * прекращается, когда образуется насыщенный раствор, в котором устанавливается гетерогенное равновесие между твердой фазой и перешедшими в растворионами. Например:
CaSO4 (т) Ca2+(р-р) + SO42–(р-р)
В выражение константы этого гетерогенного равновесия не входит концентрация твердой фазы:
K= [Ca2+][SO42–] константа равновесия
В насыщенном растворе твердого электролита произведение концентраций его ионов есть величина постоянная при данной температуре. Она называется произведением растворимости.
ПР(CaSO4) = [Ca2+][SO42–]
Если молекула электролита содержит несколько одинаковых ионов, то концентрации этих ионов, согласно закону действия масс *, должны быть возведены в соответствующие степени. Например:
PbI2 Pb2+ + 2 I–
ПР(PbI2) = [Pb2+][I–]2
Зная произведения растворимости, можно решать вопросы, связанные с образованием или растворением осадков при химических реакциях. Например, пусть диссоциация соли АВ происходит на два иона:
АВ А+ + В–
Обозначив растворимость через s (моль/л), получим [A+]=[B–]=s, ПР=[A+][B–]=s2. На практике чаще возникает обратная задача определения растворимости. Для соли, диссоциирующей на два иона, . Значения ПР можно найти в химических справочниках. Если соль имеет общую формулу AB2, то она диссоциирует по уравнению:
AB2 A2+ + 2 B–
В этом случае [A2+]=s, [B–]=2s, ПР=[A2+][B–]2=s·(2s)2=4s3, .
произведение концентраций ПС>ПР--- раствор пересыщенным, выпадает осадок.
Оба процесса идут с одинаковой скоростью, и система приходит в состояние равновесия при ПС=ПР (насыщенный раствор).
Чистая вода обладает незначительной электрической проводимостью, которая объясняется небольшой диссоциацией воды на ионы водорода и гидроксид-ионы:
H2O H+ + OH–
Такой процесс называется автопротолизом (самодиссоциацией). По величине электропроводности чистой воды можно вычислить концентрации ионов H+ и OH–. При 25°С они равны по 10–7 моль/л.
Выражение для константы диссоциации * воды имеет вид:
,
откуда [H+][OH–]=K[H2O]=Kw-ионное произведение воды--10–14 .
В воде и разбавленных водных растворах концентрацию воды можно считать постоянной: [H2O]=55,5 моль/л,
Степень кислотности или щелочности раствора можно количественно охарактеризовать концентрацией ионов водорода:
Нейтральный раствор [H+]=10–7 моль/л;
кислый раствор [H+]>10–7 моль/л;
щелочной раствор [H+]<10–7 моль/л.
Наиболее часто используют не концентрацию [H+], а ее десятичный логарифм, взятый с обратным знаком:
pH= –lg [H+]- водородным показателем. Например, если [H+]=10–5 моль/л, то pH=5;
Гидролиз солей
Гидро́лиз-процесс, при котором исходное вещество взаимодействуя с водой, разлагается с образованием нового соединения.
Суть гидролиза солей заключается в том, что происходит смещение равновесия диссоциации воды вследствие связывания одного из ее ионов с образованием малодиссоциированного или труднорастворимого продукта. Гидролиз идет по-разному в зависимости от силы кислоты и основания, образовавших соль.
а) Соль - слабой кислотой и сильным основанием (CH3COONa, KCN, Na2CO3).
или CH3COO– + Na+ + H2O CH3COOH + Na+ + OH–
CH3COO– + H2O CH3COOH + OH–
В растворе накапливаются ионы OH– (pH>7)*.
Если соль образована многоосновной кислотой, то гидролиз идет ступенчато. Например, гидролиз карбоната:
I ступень: CO32– + H2O HCO3– + OH–
II ступень: HCO3– + H2O H2CO3 + OH–
б) Соль образована сильной кислотой и слабым основанием (NH4NO3, AlCl3, Fe2(SO4)3).
NH4+ + NO3– + H2O NH4OH + NO3– + H+
NH4+ + H2O NH4OH + H+
(pH<7)
в) Соль образована слабой кислотой и слабым основанием (CH3COONH4, (NH4)2CO3).
CH3COO– + NH4+ + H2O CH3COOH + NH4OH
В этом случае образуются два малодиссоциированных соединения, и pH раствора зависит от относительной силы кислоты и основания.
Если продукты гидролиза могут удаляться из раствора, то гидролиз протекает до конца. Например:
Al2S3 + 3 H2O Al(OH)3↓ + H2S↑
г) Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются, т.к. единственным малодиссоциирующим соединением является H2O.