Сдам Сам

ПОЛЕЗНОЕ


КАТЕГОРИИ







Равновесие в растворах с осадком





 

В насыщенном растворе малорастворимого вещества между твердой фазой и раствором устанавливается динамическое равновесие, которое можно представить уравнением:

CaCO3(т.) Ca2+ + CO32-

Для этого уравнения, используя закон действия масс, запишем выражение константы равновесия

К =

где [Ca2+], [CO32-] - равновесные концентрации ионов в растворе;

[CaCO3] - концентрация вещества в осадке (в твердой фазе), она постоянна.

Умножив К на постоянную величину [CaCO3], получим константу, называемую произведением растворимости, Ksp:.

К×[CaCO3] = Ksp = [Ca2+]× [CO32-]

 

Произведение растворимости – это произведение концентраций ионов малорастворимого вещества в его насыщенном растворе в степенях их стехиометрических коэффициентов. Числовые значения произведения растворимости малорастворимых веществ представлены в специальных справочных таблицах.

В присутствии одноименных ионов равновесие смещается в сторону образования осадка (эффект одноименного иона). В присутствии сильных электролитов, не содержащих общих ионов, подвижность ионов в растворе уменьшается и равновесие смещается в сторону большего растворения осадка (солевой эффект).

При смешивании растворов, содержащих ионы, дающие нерастворимую соль, начинается выпадение осадка. В первые моменты времени концентрация ионов в растворе велика и осадок выпадает. Постепенно концентрация ионов уменьшается и в растворе устанавливается равновесие.

Условие образования осадка: произведение концентраций ионов в растворе должно быть больше, чем величина произведения растворимости данного соединения. Например,

[Ca2+] [CO32-] > Ksp (CaCO3).

Условие растворения осадка: произведение концентраций ионов в растворе (Pi) меньше, чем величина произведения растворимости данного соединения ([Ca2+] [CO32-] < Ksp(CaCO3) ).



 

Связь между произведением растворимости и растворимостью

Малорастворимого вещества

Рассмотрим в общем виде схему растворения малорастворимого вещества типа KxAy:

KxAy x ky+ + y Ax-

Выражение произведения растворимости для этого уравнения имеет вид:

Ksp = [Ky+]x [Ax-]y

Обозначим молярную растворимость вещества через “S” . Тогда раствор будет содержать катионов [Ky+]=xS (моль/л), анионов - [Ax-]=yS (моль/л). Подставим эти обозначения в выражение произведения растворимости :

Ksp = [xS]x [yS]y ,

отсюда находим растворимость S:

 

 

Примеры решения задач

Пример 29. Выведите формулу зависимости произведения растворимости Ksp от растворимости S для Ag2S.

Решение. Ag2S 2 Ag + + S2 -

Согласно уравнению диссоциации соли,

[Ag +] = 2S (моль/л), [S2 -] = S (моль/л).

Ksp = (2S)2 (S) = 4S3, или

 

Пример 30. Вычислите растворимость AgCl в присутствии 0.01 M раствора HCl.

Решение. AgCl Ag+ + Cl-

s s (s+0.01 моль/л » 0.01 моль/л)

 

KSp (AgCl) = [Ag+]×[Cl-] = s × 0.01 = 1,6×10-10, s = 1,6×10-8 моль/л

 

Пример 31. Выпадет ли осадок PbCl2 при смешивании равных объемов 0.01M раствора Pb(NO3)2 и 0.02M раствора of HCl?

Решение. Pb(NO3)2 + 2HCl ® PbCl2 + 2HNO3

Pb 2+ + 2Cl - ® PbCl2

При смешивании равных объемов рстворов концентрации реагирующих веществ уменьшаются в 2 раза. Концентрации ионов в растворе составляют:

[Pb2+] = C(Pb(NO3)2) = 0.01 / 2 = 0.005 моль/л

[Cl-] = C(HCl) = 0.02 / 2 = 0.01 моль/л

 

Произведение концентраций ионов в растворе:

Pi = [Pb2+]×[Cl-]2 = 0.005 ´ (0.01)2 = 5×10-7

Из таблицы находим, что KSp(PbCl2) = 1.6×10-5.

 

Так как Pi < Ksp, то осадок PbCl2 не образуется.

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Если растворенная в воде соль содержит ионы-остатки слабых кислот или слабых оснований, то происходит процесс гидролиза соли - обменной реакции ионов соли с молекулами воды, приводящей к образованию молекул и ионов новых слабых электролитов.

 

Основные правила написания реакций гидролиза:

1. Гидролизу подвергаются анионы слабых кислот и катионы слабых оснований, входящих в состав соли.

2. Гидролиз - процесс ступенчатый. На каждой ступени один гидролизующийся ион реагирует с одной молекулой воды.

3. В обычных условиях гидролиз протекает только по первой ступени. Гидролиз усиливается при нагревании и разбавлении растворов солей.

4. Гидролиз - процесс, как правило, обратимый, его равновесие можно смещать. Добавление одноименных ионов (Н+ или ОН ), выделяющихся в процессе гидролиза, смещает равновесие в сторону уменьшения гидролиза. Добавление противоположных ионов, связывающих выделяющиеся ионы Н+ и ОН в молекулы воды, смещает равновесие в сторону усиления гидролиза.

 

Типы реакций гидролиза.

1. Соль образована ионами сильного основания и сильной кислоты (например, NaCl, KNO3 и др.).

NaCl + H2Oгидролиз не идет (NaOH - сильное основание, HCl - сильная кислота).

2. Соль образована ионами сильного основания и слабой кислоты (например, Na2CO3, KSCN и др.).

Na2CO3 + Н2Огидролиз по аниону (NaOH - сильное основание, H2CO3 - cлабая кислота).

CO32 + HOH HCO3 + OH (среда щелочная, рН>7).

Na2CO3+ HOH NaHCO3 + NaOH (1 ступень гидролиза).

Добавление к раствору щелочей (NaOH), содержащих одноименные ионы (OH ), вызывает ослабление гидролиза (смещение равновесия влево по принципу Ле Шателье). Добавление к раствору кислот усиливает гидролиз за счет реакции Н++OH Н2О, в результате которой концентрация ионов OH в растворе уменьшается, и равновесие гидролиза смещается вправо. Гидролиз усиливается и начинает идти по второй ступени:

НCO3 + HOH H2CO3 + OH

NaНCO3 + HOH H2CO3 + NaOH (2 ступень гидролиза).

 

3. Соль образована ионами слабого основания и сильной кислоты (например, AlCl3, FeSO4 и др.).

AlCl3 + H2O гидролиз по катиону (Al(OH)3 - слабое основание, НCl - cильная кислота).

Al3+ + HOH AlOH2+ + H+ (среда кислая, рН<7)

AlCl3 + HOH AlOHCl2 + HCl (1 ступень гидролиза).

 

4. Соль образована ионами слабого основания и слабой кислоты:

а) соль растворима в воде (например, (NH4)2CO3, NH4NO2 и др.).

(NH4)2CO3 + H2O гидролиз идет сразу по катиону и аниону:

2NH4+ + CO32 + HOH NH4OH + HCO3 + NH4+ (рН 7)

(NH4)2CO3 + HOH NH4OH + NH4HCO3

б) соль нерастворима в воде (например, FeS, ZnSiO3 и др.).

FeS + H2O нерастворимые соли гидролизу не подвергаются.

в) соль разлагается водой (в таблице растворимости стоит прочерк, например, Fe2S3, Al2(CO3)3 и др.). Гидролиз таких солей идет необратимо и до конца: Fe2S3+6H2O 2Fe(OH)3 +3H2S

 

Количественно гидролиз описывается величинами константы гидролиза (Kh) и степени гидролиза (h).

 

NaCN + H2O NaOH + HCN

CN- + H2O OH- + HCN; pH > 7

Константу гидролиза можно выразить через концентрации ионов в растворе с учетом того, что концентрация воды практически не изменяется, или по правилу вычисления константы равновесия обратимой реакции:

K =

 

NH4Cl + H2O NH4OH + HCl

NH4+ + H2O H+ + NH4OH; pH < 7

Kh =

 

NH4CH3COO + H2O NH4OH + CH3COOH

NH4+ + CH3COO + H2O NH4OH + CH3COOH

Kh =

 

Степень гидролиза “h” определяет ту часть соли, которая подверглась гидролизу при данных условиях: .

Степень гидролиза связана с константой гидролиза:

Kh = .

В том случае, когда h << 1, Kh = h2C.

 

Пример. Вычисление рН 0,1 М раствора фосфата калия.

 

Будем считать, что гидролиз протекает в основном по первой ступени:

PO43 + HOH HPO42 + OH

Кг = = = 7,69 10 3

 

h = = = = 2,77 10 1

[OH ] = hC = 2,77 10 1 * 0,1 = 2,77 10 2;

[H+] = 10 14 / [OH ] = 10 14 / 2,77 10 2 = 3,61 10 13;

рН= -lg[H+] = 12,44.

 

 









Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:


©2015- 2018 zdamsam.ru Размещенные материалы защищены законодательством РФ.