Произведение растворимости

Применение закона действующих масс к гетерогенной системе - насыщенному раствору сильного малорастворимого электролита, находящемуся в равновесии со своим осадком:

дает выражение константы равновесия:

K = [K^y+]^x[A^x-]^y ,

которая в данном случае называется произведением растворимости (ПР).

ПР = [K^y+]^x[A^x-]^y

Таким образом, в насыщенном растворе сильного малорастворимого электролита произведение концентраций его ионов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам при данных ионах (при данной температуре), есть величина постоянная, называемая произведением растворимости.

Величина ПР характеризует сравнительную растворимость однотипных (образующих при диссоциации одинаковое количество ионов) веществ.

Чем больше ПР данного вещества, тем больше его растворимость.

Например:

Ca(OH)₂ Mg(OH)₂ Fe(OH)₂

ПР 5,510^-6 5,010^-12 4,810^-16

В данном случае наименее растворимым является гидроксид железа (II).

Реакции обмена в растворах электролитов

Необходимым условием протекания обменных реакций в растворах электролитов является удаление из раствора тех или иных ионов вследствие образования малодиссоциирующих (слабые электролиты и комплексные ионы) или малорастворимых веществ (осадки и газы).

Реакции обмена в растворах электролитов записывают в виде трех уравнений: молекулярного, полного ионно-молекулярного и сокращенного ионно-молекулярного. Для составления этих уравнений необходимо знать характер электролитической диссоциации участников реакции.

Малодиссоциирующие и малорастворимые вещества в ионно-молекулярных уравнениях записываются в молекулярном виде. Реакции, в которых слабые электролиты или малорастворимые вещества входят в состав только продуктов реакции, протекают, как правило, необратимо, т.е. до конца.

Примеры реакций, протекающих практически необратимо:

1. с образованием малодиссоциирующих соединений:

а) HCl + NaOH = NaCl + H₂O - молекулярное уравнение,

H⁺ + Cl^- + Na⁺ + OH^- = Na⁺ + Cl^- + H₂O - полное ионно-молекулярное уравнение,

H⁺ + OH^- = H₂O - сокращенное ионно-молекулярное уравнение,

б) NaF + HCl = NaCl + HF,

F^- + H⁺ = HF - сокращенное ионно-молекулярное уравнение,

в) NH₄Cl + NaOH = NH₃H₂O + NaCl,

+ OH^- = NH₃H₂O - сокращенное ионно-молекулярное уравнение,

2. с образованием малорастворимых веществ:

а) NaCl + AgNO₃ = NaNO₃ + AgCl

Cl^- + Ag⁺ = AgCl - сокращенное ионно-молекулярное уравнение.

Реакции, в которых слабые электролиты или малорастворимые вещества входят в состав как продуктов, так и исходных веществ, протекают, как правило, не до конца, т.е. являются обратимыми. Равновесие обратимого процесса в этих случаях смещено в сторону образования наименее диссоциированных или наименее растворимых частиц.

Примеры обратимых реакций, равновесие которых смещено вправо:

1. HF + NaOH  NaF + H₂O,

HF + OH^-  F^- + H₂O - сокращенное ионно-молекулярное уравнение.

2. NH₃H₂O + HCl  NH₄Cl + H₂O,

NH₃H₂O + H⁺  + H₂O - сокращенное ионно-молекулярное уравнение

3. HF + NH₃H₂O  NH₄F + H₂O,

HF + NH₃H₂O  + F^- + H₂O - сокращенное ионно-молекулярное уравнение

4. AgCl + NaI  NaCl + AgI,

AgCl + I^-  Cl^- + Ag - сокращенное ионно-молекулярное уравнение

ПР(AgCl) = 1,7810^-10 ПР(AgI) = 8,310^-17

ПР(AgI) меньше ПР(AgCl), равновесие обратимого процесса смещено в сторону образования AgI.

5. MnS + 2HCl  H₂S + MnCl₂ ,

MnS + 2H⁺  H₂S + Mn²⁺ - сокращенное ионно-молекулярное уравнение

6. Be(OH)₂ + 2KOH  K₂[Be(OH)₄],

Be(OH)₂ + 2OH^-  [Be(OH)₄]^2- - сокращенное ионно-молекулярное уравнение