Примеры решения типовых задач

Задача 1. Произведение растворимости сульфата бария равно 1·10^-10. Вычислить массу сульфата бария в 5 л насыщенного раствора.

Так как в насыщенном, но очень разбавленном растворе практически все молекулы диссоциируют на ионы BaSO₄ ⇄ Ba²⁺ + SO,

то [BaSO₄] = [Ba²⁺] = [SO].

По условию задачи ПР(BaSO₄) = [Ba²⁺] [SO] = 1·10^-10, следовательно, ПР(BaSO₄) = [BaSO₄]², откуда [BaSO₄] = = = 10^-5 моль/л.

Найдем число молей (ν) в 5 л: ν = 5·10^-5 моль.

Чтобы определить массу сульфата бария (m), нужно величину ν умножить на молярную массу BaSO₄:

m = ν M (BaSO₄) = 5·10^-5 ·233 = 1,165·10^-2 г = 11,65 мг.

Задача 2. Растворимость иодида серебра AgI при 25⁰С равна 1,22·10^-8 моль/л. Вычислить произведение растворимости AgI.

AgI ⇄ Ag⁺ + I^-

[Ag⁺] = [I^-] = [AgI] = 1,22·10^-8 моль/л.

ПР(AgI) = [Ag⁺] [I^-] = (1,22·10^-8)² = 1,5·10^-16.

Зная произведение растворимости, можно определить, образуется ли осадок при сливании двух растворов известной концентрации. Условие образования осадка: осадок образуется в том случае, если произведение концентраций ионов в растворе, полученном после смешения двух растворов, больше или равно произведению растворимости.

Задача 3. Смешаны равные объемы 0,02 М растворов хлорида кальция и сульфата натрия. Образуется ли осадок сульфата кальция? ПР(CaSO₄) = 1,3·10^-4.

Хлорид кальция и сульфат натрия - сильные электролиты, поэтому концентрации катионов кальция и сульфат-анионов равны молярным концентрациям солей: [Ca²⁺]₁ = [CaCl₂] = 0,02 моль/л и [SO]₁ = [Na₂SO₄] = 0,02 моль/л.

При смешении равных объемов общий объем увеличился вдвое. Концентрация ионов [Ca²⁺]₂ и [SO]₂ уменьшается вдвое по сравнению с исходными концентрациями: [Ca²⁺]₂ = 0,5·0,02 = 10^-2 моль/л,

[SO]₂ = 0,5·0,02 = 10^-2 моль/л.

Произведение концентраций этих ионов в растворе после смешения [Ca²⁺][SO] = 10^-2·10^-2 = 10^-4, что меньше произведения растворимости: ПР(CaSO₄) = 1,3·10^-4. Следовательно, раствор не будет насыщенным и осадок не образуется.

Гидролиз

Гидролиз – это ионно-обменная реакция между водой и растворенным в ней веществом. Здесь будем рассматривать гидролиз солей.

Каждую соль можно представить как продукт нейтрализации кислоты основанием, т. е. каждая соль образована какой-то кислотой и каким-то основанием.

Гидролизу подвергаются соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой; слабым основанием и сильной кислотой; слабой кислотой и слабым основанием.

Гидролиз – это обратимый равновесный процесс. В реакциях гидролиза знак равенства заменяют знаком обратимости - двумя противоположно направленными стрелками.

Соли, образованные многоосновными кислотами или многоатомными основаниями гидролизуются ступенчато, образуя на первой ступени кислые или основные соли. Вторая ступень идет в гораздо меньшей степени, чем первая.

1. Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой (I ступень):

Na₂CO₃ + HOH ⇄ NaHCO₃ + NaOH;

2Na⁺ + C + HOH ⇄ HCO₃^- + 2Na⁺ + OH^-;

C + HOH ⇄ HCO₃^- + OH^-.

В ходе реакции образуется кислая соль. Краткая ионная форма записи показывает, что в реакции принимает участие анион, поэтому говорят, что в этом случае происходит гидролиз по аниону. В результате гидролиза образуется избыток гидроксид-ионов, поэтому раствор карбоната натрия имеет щелочную реакцию со значением рН > 7.

2. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (I ступень):

ZnCL₂ + HOH ⇄ ZnOHCl + HCl;

Zn²⁺ + 2Cl^- + HOH ⇄ ZnOH⁺ + 2Cl^- + H⁺;

Zn²⁺ + HOH ⇄ ZnOH⁺.

В этом случае происходит гидролиз по катиону. В результате гидролиза образуется избыток ионов водорода,

поэтому раствор соли имеет кислую реакцию со значением рН < 7.

3.Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой:

CH₃COONH₄ + HOH ⇄ CH₃COOH + NH₄OH;

CH₃COO^- + NH₄⁺ + HOH ⇄ CH₃COOH + NH₄OH.

В этом случае гидролиз происходит как по аниону, так и по катиону. Реакция раствора практически нейтральна и значение рН близко к 7.

Количественной характеристикой протекания реакции гидролиза является константа равновесия (К_p). Для реакции гидролиза карбоната натрия по первой ступени можно написать выражение константы равновесия

.

Концентрация воды в разбавленных растворах представляет собой практически постоянную величину. Обозначая K·[H₂O] = _., получим выражение для константы гидролиза:

Степень гидролиза, т. е отношение числа молекул, подвергшихся гидролизу, к общему числу молекул, как правило, невелика. Причиной этого является то, что вода – очень слабый электролит, поэтому равновесие реакции гидролиза смещено в сторону исходных веществ.

В разбавленных растворах соли гидролизуются сильнее. При повышении температуры степень гидролиза увеличивается.

Для подавления гидролиза нужно использовать концентрированные растворы при низких температурах, а также добавлять к раствору один из продуктов гидролиза: кислоту или щелочь.

Соли, образованные слабой многоосновной кислотой и слабым многоатомным основанием, гидролизуются необратимо, например, Al₂S₃, Cr₂S₃:

Al₂S₃ + 6HOH = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑.

Эти и подобные им соли не существуют в растворах.