Произведение растворимости

Поскольку абсолютно нерастворимых веществ нет, какая - то часть AgCl перейдёт в раствор. Поскольку AgCl - сильный электролит, все молекулы, перешедшие в раствор, диссоциируют на ионы, и в растворе будут находится ионы.

Любой раствор может быть насыщенным, ненасыщенным и перенасыщенным. Ненасыщенным называют раствор, в котором при данной температуре можно растворить ещё какое - то количество данного вещества.Насыщенным называют раствор, в котором скорость реакции растворения равна скорости реакции осаждения. Концентрация насыщенного раствора для данного вещества при данной температуре есть величина постоянная, следовательно в насыщенном растворе концентрации ионов данного электролита являются константами.Перенасыщенными называют растворы, которые содержат осадок. Насыщенные растворы трудно растворимых электролитов характеризуется величиной, называемойпроизведением растворимости.AB - трудно растворимый электролит:

AB=A⁺+B^-

ПР_АВ = [A⁺]*[B^-] - насыщенный раствор,
ПР_АВ > [A⁺]*[B^-] - ненасыщенный раствор,
ПР_АВ < [Ag⁺]*[B^-] - перенасыщенный раствор.
Be(OH)₃ Bi₃⁺+3OH^-

ПР_Bi(OH)3 = [Bi³⁺]*[OH^--]³. Добавление в раствор одноимённых ионов труднорастворимого электролита способствует выпадению в осадок иона противоположного знака.

8. Гидролиз солей. Гидролизомназывается взаимодействие солей и воды, с образованием слабодиссоциирующих веществ, одновременно сопровождающееся смещением ионного равновесия воды. Отсюда следует, что не всякое взаимодействие соли с водой является гидролизом, а следовательно, не все соли гидролизу подвергаются. Гидролизу подвергаются соли, образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты (Na₂CO₃,CH₃COOK), катионом слабого основания и анионом сильной кислоты ( ZnCl₂, Al₂(SO₄)₃, катионом слабого основания и анионом слабой кислоты (CH₃COONH_4, Al₂S₃). Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются.При анализе состава солей нужно помнить, что:

Соли, образованные многокислотными основаниями, или многоосновными кислотами, подвергаются ступенчатому гидролизу. Более легко протекает первая ступень гидролиза, и на ней, как правило, при обычных условиях гидролиз солей завершается. Скорость гидролиза зависит от растворимости солей, оснований и кислот, поэтому необходимо учитывать этот фактор Гидролизу подвергается не все количество находящейся в растворе соли, а только часть ее. Иначе говоря, в растворе устанавливается равновесие между солью и образующими ее кислотой и основанием. Доля вещества, подвергающаяся гидролизу, - степень гидролиза, - зависит от константы этого равновесия, а также от температуры и концентрации соли.

Запишем уравнение гидролиза в общем виде. Пусть НА- кислота, МОН- основание, МА – образованная ими соль. Тогда уравнение гидролиза будет иметь вид:

МА + Н₂О ↔НА + МОН

Этому равновесию отвечает константа:

Концентрация воды в разбавленных растворах представляет собой практически постоянную величину. Обозначая К·[ Н₂О] =К_г, получим:

.Величина К_г называется константой гидролиза соли. Ее значение характеризует способность данной соли подвергаться гидролизу; чем больше К_г, тем в большей степени (при одинаковых температуре и концентрации соли) протекает гидролиз. Для соли, образованной катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, константа гидролиза связана с константой диссоциации кислоты К_кисл зависимостью:

.Это уравнение показывает, что К_г тем больше, чем меньше К_кисл . Иными словами, чем слабее кислота, тем в большей степени подвергаются гидролизу ее соли. Для солей, образованных катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, аналогичное выражение связывает константу гидролиза с константой диссоциации основания К_осн

.Поэтому, чем слабее основание, тем в большей степени подвергаются гидролизу образованные им соли. Степень гидролиза определяется природой соли, ее концентрацией и температурой. Природа соли проявляется в величине константы гидролиза. Зависимость степени гидролиза (h) от концентрации выражается через закон разбавления:

,то есть с разбавлением раствора степень гидролиза увеличивается.

Влияние температуры на степень гидролиза вытекает из принципа Ле-Шателье. Все реакции нейтрализации протекают с выделением теплоты, а гидролиз с поглощением теплоты. Поскольку выход эндотермических реакций с ростом температуры увеличивается, то и степень гидролиза растет с повышением температуры.

Пример 1.Составить молекулярное и ионное уравнение гидролиза соликарбоната натрия.

Решение. Соль Na₂СO₃ образована сильным основанием (NaOH) и слабой кислотой (H₂СO₃),таким образом,гидролиз соли будет протекать по аниону. Так как ион СO₃^2- содержит 2 заряда, то гидролиз возможен в 2 ступени: первая ступень протекает в обычных условиях, вторая – при нагревании или разбавлении. Рассмотрим гидролиз по первой ступени:

Сокращенное ионное уравнение гидролиза:

полное ионное уравнение гидролиза:

молекулярное уравнение:

Так как в растворе накапливаются гидроксид-ионы, то среда щелочная, т.е. рН>7.

9. Диссоциация комплексных соединений.
В водных растворах комплексные соли диссоциируют в две стадии. Внешнесферная диссоциация комплексных солей происходит практически полностью с образованием комплекных ионов и ионов внешней сферы. Эта диссоциация называется первичной. Комплексные ионы, в свою очередь, под воздействием дополнительных внешних факторов, подвергаются вторичной диссоциации на центральный ион и лиганды. Вторичная диссоциация протекает незначительно и характеризуется константой равновесия, называемой константой нестойкости комплексного иона. Чем устойчивее комплексный ион, тем меньше его константа нестойкости.

Пример 2. Написать уравнения первичной и вторичной диссоциации комплексной соли [Ag(NH₃)₂]Cl. Составить выражение для константы нестойкости комплексного иона.

Решение. Первичная диссоциация протекает согласно уравнению:

[Ag(NH₃)₂]Cl→ [Ag(NH₃)₂]⁺ + Cl^-

Комплексный ион, в свою очередь, подвергается вторичной диссоциации на центральный ион и лиганды:

[Ag(NH₃)₂]⁺↔ Ag⁺ +2 NH₃; составим выражение для константы нестойкости комплексного иона:

11.7.Упражнения для самоконтроля направлены на закрепление знаний в области:

1. Ионные реакции в растворах..

2. Водородный показатель.

3. Гидролиз солей

4. Произведение растворимости.

5. Диссоциация комплексных соединений.