30. Произведение растворимости. Реакции обмена в растворах электролитов.

Произведение растворимости (ПР) — произведение концентрации ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости величина постоянная.

При постоянной температуре в насыщенных водных растворах малорастворимых электролитов устанавливается равновесие между твердым веществом и ионами, образующими это вещество. Например, в случае для CaCO₃ это равновесие можно записать в виде: СаСО₃ = Са²⁺ + СО₃^2-

Константа этого равновесия рассчитывается по уравнению:

В приближении идеального раствора с учетом того, что активность чистого компонента равна единице, уравнение упрощается до выражения:

Константа равновесия такого процесса называется произведением растворимости. В общем виде, произведение растворимости для вещества с формулой A_mB_n, которое диссоциирует на m ионов A и n ионов B, рассчитывается по уравнению:

где [^Am+] и [B^n-] — равновесные молярные концентрации ионов, образующихся при электролитической диссоциации. Из произведений растворимости можно рассчитать концентрации катионов и анионов в растворе малорастворимого электролита. Значения произведений растворимости приведены в справочниках.

Реакции в растворах электролитов протекают между ионами, на которые диссоциируют растворенные вещества. При этом не изменяются степени окисления элементов.

Не все ионные обменные реакции необратимы. Ионные обменные реакции идут до конца в том случае, если в результате реакции образуется:

• нерастворимое соединение, выпадающее в осадок;

• газообразное вещество;

• слабый электролит (вода, слабое основание (NH₄OH) или слабая кислота (HNO₂)).

Уравнения реакций такого типа более правильно писать не в молекулярной, а в ионно-молекулярной форме. В этих уравнениях указывают ионы, на которые распадаются молекулы сильных электролитов. Малорастворимые вещества, выделяющиеся из раствора в виде осадка, газообразные соединения и слабые электролиты в этих уравнениях пишут в молекулярном виде. Кроме того, существует краткая ионная форма записи уравнения реакции, отображающая сущность реакции, протекающей в растворе электролита.

BaCl₂+ Na₂SO₄= BaSO₄↓ + 2NaCl

2NaOH + H₂SO₄= H₂O + Na₂SO₄

2NaNO₂ + H₂SO₄ = 2HNO₂ + Na₂SO₄

NH₄Cl + NaOH = NH₄OH + NaCl

31. Гидролиз солей. Количественные характеристики гидролиза.

Гидролиз солей – это химическая реакция ионного обмена между водой и растворённым в ней веществом с образованием слабого электролита.

В большинстве случаев гидролиз сопровождается изменением pH раствора.

Большинство реакций гидролиза - обратимы:

Pb(NO3)2 + H2O => Pb(OH)(NO3) + HNO3

Na2HPO4 + H2O => NaH2PO4 + NaOH

Некоторые реакции гидролиза протекают необратимо:

Al2S3 + 6H2O => 2Al(OH)3¯ + 3H2S↑

Причиной гидролиза является взаимодействие ионов соли с молекулами воды из гидратной оболочки с образованием малодиссоциированных соединений или ионов.

Способность солей подвергаться гидролизу зависит от некоторых факторов:

• свойств ионов, образующих соль;

• концентрации соли и продуктов реакции;

• температура.

Если соль образована сильным основанием и сильной кислотой, то гидролизу она не подвергается.

Если сильной кислотой и слабым основанием – кислая среда.

Если слабая кислота и сильное основание – щелочная среда.

Количественные характеристики гидролиза:

1. Степень гидролиза

2. Константа гидролиза

Степень гидролиза (h) - отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворённых молекул (выражается в процентах):

h = (n_гидр /n_раств ) ∙ 100%

Степень гидролиза зависит от химической природы образующейся при гидролизе кислоты (основания) и будет тем больше, чем слабее кислота (основание).

По величине k_гидр судят о полноте гидролиза; чем больше ее значение, тем в большей степени протекает гидролиз.

МА + Н₂О = МОН + НА

М – ион металла, А – анион кислотного остатка

k_гидр = k_равн * [Н₂О] (…конспект)

Гидролиз чаще всего идет с поглощением кислоты, поэтому при увеличении температуры, равновесие смещается вправо, что ведет к росту степени гидролиза.