Приведите примеры растворимых в воде солей, среда растворов которых нейтральная, кислая, щелочная. Напишите уравнения их гид- ролиза в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
Приведите примеры солей, гидролиз которых идет только по ка- тиону, только по аниону, и по катиону и по аниону одновременно. На- пишите уравнения их гидролиза в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
Приведите примеры солей, гидролиз которых возможен по од- ной, двум и трем ступеням. Напишите уравнения их гидролиза в моле- кулярном и ионно-молекулярном виде.
Напишите в молекулярном и ионном виде уравнения совместно- го гидролиза: а) сульфата хрома (III) и карбоната натрия и б) нитрата алюминия и сульфида калия.
Как влияет добавление растворов КОН, ZnCl2, Na2S, соляной ки- слоты и твердого NaCl на гидролиз карбоната калия (гидролиз усилива- ет, ослабляется, влияния не наблюдается).
Как влияет добавление растворов NaОН, Na2CO3, Al2(SO4)3, сер- ной кислоты и твердого K2SO4 на гидролиз хлорида цинка (гидролиз усиливает, ослабляется, влияния не наблюдается).
Напишите в молекулярном и ионном виде уравнения трех степе- ней гидролиза хлорида железа (III). Объясните, почему при комнатной температуре гидролиз идет только по первой ступени, а при кипячении раствора – по всем трем.
В одномолярном растворе нитрата цинка водородный показатель
(рН) равен 2. Чему равна степень гидролиза соли (%)?
Работа 14. ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ
Твердые вещества характеризуются различной растворимостью в воде. Наряду с хорошо растворимыми веществами существуют мало- растворимые и практически нерастворимые. Однако абсолютно нерас- творимых веществ в природе нет. Любое вещество, хотя бы в ничтож- ной степени, но все же обладает растворимостью.
Растворимость вещества оценивается по концентрации его насы- щенного раствора. Концентрация насыщенного раствора малораствори- мого или практически нерастворимого вещества очень мала, т.е. раствор очень разбавлен. Если растворенное вещество является электролитом,
то оно в очень разбавленном растворе практически нацело диссоцииро- вано на ионы (в соответствии с законом разбавления Оствальда).
Рассмотрим равновесие между твердым осадком малорастворимой соли, например АgCl, и её ионами в растворе:
AgCl(т) 4Ag+(р) + Cl-(р)
Уравнение для константы равновесия имеет вид:
[Ag ][Cl ]
Концентрация твердой фазы [AgCl(т)], как величина постоянная, из вы- ражения для константы равновесия исключается. Тогда константа рав- новесия определяется только произведением концентраций ионов [Ag +]
и [Cl-] и называется произведением растворимости (ПР):
ПР(АgCl) = [Ag+][Cl-]
В общем виде для соединения АmBBn
ПР = [A+]m[B-]n
Величина произведения растворимости характеризует раствори- мость малорастворимых и практически нерастворимых веществ (элек- тролитов) при постоянной температуре. Значения ПР приведены в спра- вочниках и в этом пособии в таблице 8.
Произведение растворимости позволяет вычислить концентрацию насыщенного раствора малорастворимого или практически нераствори- мого электролита. Например, для хлорида серебра [Ag+] = [Cl-], следо- вательно, концентрация насыщенного раствора или, что, то же самое, растворимость (S) вычисляется по формуле:
S =
для PbCl2 – по формуле S 3 ПР/ 4,
для Са 3(РО 4) 2 – по формуле S 5 ПР/108
и т. д.
По растворимости можно, в свою очередь, рассчитать объем рас- твора, необходимый для растворения данной массы, например одного грамма, вещества. Расчет проводится исходя из того, что концентрации насыщенного раствора (S) выражается в моль/л, т.е. по пропорции:
в 1 л растворяется S·M г вещества в х л – 1 г
По значениям ПР можно определять направление протекания ио- нообменных реакций в растворах в тех случаях, когда и в левой, и в правой частях уравнения реакции находятся малорастворимые или практически нерастворимые вещества. Например, реакция:
AgBr (ПР = 5,3·10–13) + КI = КBr + AgI (ПР = 8,3·10–17)
протекает в прямом направлении, а реакция:
AgBr (ПР = 5,3·10–13) + КСl = КBr + AgCl (ПР = 1,8·10–10)
– в обратном, то есть в сторону менее растворимых веществ. Такие ре- акции называются реакциями переосаждения малорастворимых веществ или реакциями двойного обмена.
Постоянство величины ПР не означает постоянства концентраций отдельных ионов. Концентрацию каждого из них можно изменять. Можно увеличить концентрацию Сl--ионов в насыщенном растворе хлорида серебра, добавив, например, НСl. Это нарушит состояние рав- новесия диссоциации, сдвинет его влево, так как избыточное (по срав- нению с равновесным) количество ионов Сl- приведет к увеличению
скорости обратной реакции осаждения (Ag+ + Cl– = AgCl). Вновь уста- новившееся равновесие будет по-прежнему характеризоваться той же величиной ПР, однако равновесные концентрации изменятся: концен- трация ионов Ag+ будет меньше, а ионов Cl- больше по сравнению с прежним состоянием равновесия. Дополнительное осаждение AgCl происходит потому, что при прибавлении соляной кислоты произведе-
ние концентраций ионов становится больше величины произведения растворимости:
[Ag+][Cl-] > ПР
Напротив, если понизить концентрацию, связав ионы Ag+ в ком- плекс [Ag(NH3)2]+, тогда осадок, в соответствии с принципом Ле Шате- лье, начнет растворяться. Условием растворения осадка является соот- ношение:
[Ag+][Cl-] < ПР
Если в растворе находятся катионы нескольких различных метал- лов, то их можно перевести в осадок последовательно один за другим, связывая в малорастворимые или практически нерастворимые вещества с различными значениями ПР. Такая операция называется дробным осаждением; она применяется для разделения и очистки веществ, при их синтезе и анализе.
Таким образом, произведение растворимости ПР характеризует ге- терогенное равновесие:
осадок 4 раствор
для малорастворимых и практически нерастворимых веществ и широко используется в химии и химической технологии.
Достарыңызбен бөлісу: |
