XII. Произведение растворимости

Растворимость - способность веществ равномерно распределяться в виде атомов, молекул или ионов по всему объему растворителя. Количественно растворимость S выражается максимальным числом граммов вещества, которое растворяется в 100г Н₂О при данной температуре. При этом получается насыщенный раствор.

Растворение кристаллических веществ в воде - процесс обратимый, протекающий одновременно в двух противоположных направлениях: переход вещества из твердой фазы в раствор (растворение) и выделение частиц растворенного вещества из раствора (кристаллизация). С течением времени скорости обоих процессов выравниваются и, при данной температуре, устанавливается динамическое равновесие осадок « раствор. При изменении температуры равновесие нарушается, т.к. растворимость веществ зависит от температуры (в большинстве случаев увеличивается с ростом температуры). 

Равновесие осадок « насыщенный раствор малорастворимых соединений характеризуют величиной, называемой произведением растворимости (ПР).

Например, в насыщенном растворе ВаSO₄ устанавливается равновесие:

 

                            ВаSO₄ « Ва²⁺ + SO₄^2-

                              ^{осадок          раствор} 

Применив к этому равновесию закон действующих масс, можно записать:

 

                            К=[Ва²⁺][SO₄^2-] / [BaSO₄]     или

                           К[ВаSO₄] = [Ba²⁺][SO₄^2-]                 (1),

где К - константа равновесия.

Так как в насыщенном растворе концентрация молекул сульфата бария [ВаSO₄] - величина постоянная, то постоянно и произведение величин, стоящих в левой и правой частях уравнения (1):

 

ПР=[Ва²⁺][SO₄^2-].

Таким образом, ПР-постоянная величина, равная произведению концентраций ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе.

Если при диссоциации молекулы электролита образуется несколько одинаковых ионов, то в выражении ПР их концентрации возводятся в соответствующую степень. Например:

Са₃(РО₄)₂ «3Са²⁺ + 2РО₄^3-

                                    ПР       =[Са²⁺]³× [РО₄^3-]²         

                                                                ^Са₃^(РО₄⁾₂

 

С помощью ПР решаются многие вопросы, связанные с образованием или растворением осадков. Из уравнения (1) видно, что при введении в насыщенный раствор ионов Ва²⁺ или SO₄^2-, например, путем добавления другого электролита, содержащего либо ионы Ва²⁺, либо SO₄^2-, равновесие сместится влево - в сторону образования осадка. И, наоборот, если один из ионов выводить из раствора, например, связав его в нерастворимое или малодиссоциированное соединение, то равновесие сместится вправо - осадок ВаSO₄ будет растворяться. Таким образом,

- условием образования осадка малорастворимого электролита является превышение произведения концентраций ионов в растворе над его произведением растворимости,

- а условием растворения осадка - превышение значения ПР над произведением концентраций ионов.

Исходя из значений ПР можно также вычислить растворимость S (в моль/л) малорастворимых электролитов.

 

Примеры решения задач

 

Пример 1. Определить ПР фторида магния, если его растворимость в воде при некоторой температуре равна 0, 001 моль/л.

Решение. В насыщенном растворе фторида магния устанавливается равновесие

                                     MgF₂ « Mg²⁺ + 2F^-

                                       осадок       раствор

По уравнению видно, что при растворении какого-то числа молей MgF₂ в жидкой фазе появляется такое же число молей ионов Mg²⁺ и вдвое большее число молей ионов F^-. Значит, произведение растворимости данной соли можно выразить через ее растворимость следующим образом:

                                     ПР= [Mg²⁺][F^-]² = S × (2S)²=4S³

Тогда

                                     ПР=4× (0, 001)³=4× 10^-9 

 

Пример 2. ПР иодида свинца при 20⁰С равно 8 ^. 10^-9. Вычислить растворимость соли. Сколько граммов ионов J^- содержится в 200 мл насыщенного раствора?

 

Решение

                            PbI₂ « Pb²⁺ + 2I^-

                            осадок    раствор     

Выразим ПР иодида свинца через растворимость. По уравнению: в насыщенном растворе содержится S моль/ л ионов Рb²⁺ и 2S моль/л I^-. Отсюда

 

ПР _PbI2 = [Pb²⁺][I^-]²= S × (2S)² =4S³

и

S= (ПР _PbI2  /4)^1/3 = (8× 10^-9/ 4)^1/3 = 1, 3× 10^-3 моль/л

Поскольку концентрация ионов I^- в растворе 2S моль/ л, молярная масса ионов иода 127г/ моль, то в 0, 2 л раствора содержится 2 ^. 1, 3 ^. 10^-3× 127× 0, 2 = 0, 066 г ионов I^-.

Пример 3. Определить, выпадет ли осадок фосфата серебра при смешивании 200 мл раствора AgNO₃ с концентрацией 5^. 10^-5 моль/ л и 100 мл раствора фосфата калия с концентрацией 1, 5× 10^{-7 М}. ПР _Ag3PO4 = 1, 3 ^. 10^-20 

Решение

Ag₃PO₄«3Ag⁺ + PO₄^3-

Осадок выпадет, если произведение концентраций ионов [Ag⁺]³× [PO₄^3-] в конечном растворе будет больше ПР _Ag3PO4.

Концентрации ионов после смешения раствора составят:

 

[Ag⁺]= C _Ag+ × V₁ / (V₁ + V₂),

                                                        

[PO₄^3-]=C (PO₄ )^3- × V₂ / (V₁ + V₂),

 

где     С _Ag+ - концентрация ионов серебра в растворе AgNO₃;

C (PO₄ )^3- - концентрация фосфат-ионов в растворе К₃РО₄,

 V₁- объем раствора AgNO₃, V₂- объем раствора К₃РО₄.

Из уравнений диссоциации АgNO₃ ®Ag⁺ + NO₃^- и К₃РО₄ ®3К⁺+РО₄^3- следует, что из одного моля каждой соли в раствор переходит по одному молю ионов Аg⁺ и РО₄^3- соответственно. Значит, С_Аg⁺= 5 ^. 10^-5 моль/ л и С_РО^3-₄=1, 5^.10^-7 моль/ л. Тогда

 

[Ag⁺]³[PO₄^3-] = (C _Ag+^. V₁ / (V₁ + V₂))^3. C (PO₄ )^{3- .} V₂ / (V₁ + V₂) =

 

= (5^.10^-5. 0, 2 / (0, 2+0, 1))^3. (1, 5^.10^-7.0, 1)/( 0, 2+0, 1)=1, 85^.10^-21

Найденное значение произведения концентраций ионов меньше значения

ПР _Ag3PO4, следовательно, раствор будет ненасыщенным относительно фосфата

серебра, и осадок не образуется.

Задачи

 

121. Произведение растворимости ПР_Zn(OH)2 = 5´ 10^-17. Выпадает ли осадок, если смешать 20 мл 0, 02 н раствора ZnSO₄ с 80 мл 0, 01 раствора NaOH?

122. Вычислить растворимость сульфата бария в 0, 1 М растворе сульфата натрия, если ПР_BaSO4 = 10^-10.

123. Произведение растворимости ПР_{Mg (OH)2} =3´ 10^-11. Выпадает ли осадок, если к 2 л раствора Mg(NO₃)₂, содержащего 1, 48 г этой соли, добавить 1 л 0, 05 н раствора NaOH.

124. Произведение растворимости ПР_PbI2 = 1, 35´ 10^-8. Вычислить растворимость PbI₂ и концентрацию ионов Pb²⁺ и I^-.

125. Произведение растворимости ПР_CаSO4 = 6.26´ 10^-5. Выпадает ли осадок, если смешать 100 мл 0, 04 и раствора CaCl₂ со 100 мл 0, 02 и раствора Na₂SO₄?.

126. Определить, во сколько раз растворимость CaSO₄ в 0, 01М растворе Na₂SO₄ меньше, чем в чистой воде, если ПР_CaSO4 =6.26´ 10^-5.

127. К 1 л 0, 1 М раствора HCl прибавили 1 мл 0, 01 М раствора AgNO₃. Выпадет ли при этом осадок AgCl, если ПР_AgCl = 1.6´ 10^-10?

128. Сколько граммов ионов Ba²⁺ содержится в 200 мл насыщенного раствора карбоната бария, если ПР_BaCO3 = 8*10^-9?

129. Вычислить ПР_{Mg (OH)2}, если его растворимость равна 2´ 10^-4 моль/л.

130. Произведение растворимости ПР_CaCO3 = 1.7´ 10^-8. Вычислите растворимость карбоната кальция и концентрацию ионов Ca²⁺ и CO^2-₃.

 

ХIII. Гидролиз солей

 

Реакции гидролиза являются частным случаем ионообменных реакций между электролитами.

Ионообменные реакции в растворах электролитов протекают в том случае, если в качестве продуктов образуются:

а) малорастворимые соединения- осадки (AgJ, BaSO₄, CaF₂ и др.);

б) слабодиссоциирующие соединения (CH₃COOH, NH₄OH и др.),

ионы (HCO₃^-, HPO₄^2-, MgOH⁺ и др.);

в) газы (СО₂, H₂S, NH₃ и др.).

При выводе молекулярно-ионных уравнений сильные электролиты записываются в виде отдельных составляющих их ионов, так как именно в таком состоянии они находятся в растворе; слабодиссоциирующие соединения - молекулы или сложные ионы, а также малорастворимые соединения и газы - записываются в недиссоциированном состоянии.

Примеры ионообменных реакций:

а) CaCl₂+2AgNO₃=2AgCl¯ +Ca(NO₃)₂

                  Ag⁺ +Cl^-=AgCl;

б) CH₃COONa+HCl=CH₃COOH+NaCl

         CH₃COO^-+H⁺=CH₃COOH;

в) Na₂SO₃+2HCl=2NaCl+H₂SO₃(SO₂ ­+H₂O)

         SO₃^2-+2H⁺=SO₂+H₂O.

Гидролизом называется обменное взаимодействие вещества с водой. Один из важнейших его случаев - гидролиз солей - это обменное взаимодействие ионов растворенной соли с водой, приводящее к образованию слабодиссоциирующих продуктов (молекул слабых кислот или оснований, анионов кислых или катионов основных солей) и сопровождающееся изменением rH cреды.

Любую соль удобно рассматривать как продукт ионообменной реакции между соответствующими кислотами и основаниями (реакция нейтрализации).

Например,

2HCl+Zn(OH)₂=ZnCl₂+2H₂O

H₂S+2NaOH=Na₂S+2H₂O

Гидролиз – реакция, обратная реакции нейтрализации.

Гидролизу подвергаются соли, образованные: а) слабой кислотой и сильным основанием, среда при этом становится щелочной (rH> 7); б) слабым основанием и сильной кислотой, среда при этом становится кислой (rH< 7); в)слабой кислотой и слабым основанием, среда в этом случае слабокислая или слабощелочная, что зависит от соотношения констант диссоциации кислоты и основания, образующих соль.

Соли, образованные сильными кислотами и основаниями, не подверга-

ются гидролизу. В этом случае имеет место лишь диссоциация соли, rH среды не изменяется, оставаясь равным 7.

При обычных условиях гидролиз идет преимущественно по одной ступени, т.е. соотношение ионов соли и молекул воды, вступивших во взаимодействие 1: 1. При повышении температуры или разбавлении раствора гидролиз усиливается и для солей, образованных многоосновными кислотами (например, Na₃PO₄) или многокислотными основаниями (например, FeCl₃), в значительной степени возможен гидролиз по второй, третьей ступеням.

Примеры

Пример 1. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей: а) K₂CO₃; б) ZnSO₄; в) CrCl₃; г) BaCl₂. Для случая в) принять, что имеет место две ступени гидролиза.

Решение

а) карбонат калия может быть получен взаимодействием KOH и H₂CO₃. Слабым электролитам является угольная кислота; значит, при гидролизе этой соли с водой будет взаимодействовать кислотный остаток (гидролиз по аниону), образуя слабодиссоциирующие ионы HCO₃^-:

CO₃^2- + HOH « HCO₃^- + OH^- - ионное уравнение.

Молекулярное уравнение получим, дополняя ионное уравнение катионами K⁺:

K₂CO₃ + HOH « KHCO₃ + KOH

В растворе появляется избыток ионов OH^-, поэтому раствор K₂CO₃ имеет щелочную реакцию (рН > 7);

б) сульфат цинка – соль сильной серной кислоты и слабого основания Zn(OH)₂; значит, при гидролизе этой соли с водой будут взаимодействовать ионы Zn²⁺ (гидролиз по катиону), образуя слабодиссоциирующие ионы ZnOH⁺:

Zn²⁺ + HOH « ZnOH⁺ + H⁺ ионное уравнение.

Молекулярное уравнение получаем, дополняя ионное уравнение анионами SO₄^2-:

2ZnSO₄ + 2HOH « (ZnOH)₂SO₄ + H₂SO₄

В растворе появляется избыток ионов H⁺, поэтому раствор ZnSO₄ имеет кислую реакцию (pH < 7);

в) хлорид хрома (III) – соль сильной кислоты и слабого основания, т.е. гидролиз идет по катиону:

I ступень

Cr³⁺ + HOH « CrOH²⁺ + H⁺

CrCl₃ + HOH « CrOHCl₂ + HCl

 

II ступень

CrOH⁺ + HOH « Cr(OH)₂⁺ + H⁺

CrOHCl₂ + HOH « Cr(OH)₂Cl + HCl

 

Раствор имеет кислую реакцию (pH< 7);

г) хлорид бария – соль сильной кислоты и сильного основания, гидролизу не подвергается, так как ни Ba²⁺, ни Cl^- не способны взаимодействовать с водой с образованием слабого электролита.

Ионное равновесие воды HOH« H⁺ + OH^- не нарушается, среда остается нейтральной (pH = 7).

 

Пример 2. Какие продукты образуются при смешивании растворов Al(NO₃)₃ и K₂CO₃? Составьте ионное и молекулярное уравнение реакции.

Решение

Карбонат натрия гидролизуется по аниону, сульфат алюминия – по аниону, т.е. в растворах этих солей, взятых порознь, имеют место равновесия:

CO₃^2- + HOH « HCO₃^- + OH^-

Al³⁺ + HOH « AlOH⁺ + H⁺

и гидролиз практически ограничивается этой первой стадией. Если смешать эти растворы, то ионы OH^- и H⁺ связываются, образуя молекулу слабого электролита – воды. Уход ионов из сферы реакции смещает оба равновесия вправо и активизирует последующие ступени гидролиза:

HCO₃^- + HOH « H₂CO₃ + OH^-,

AlOH²⁺ + HOH « Al(OH)₂⁺ + H⁺,

Al(OH)₂⁺ + HOH « Al(OH)₃ + H⁺,

т.е. гидролиз по катиону и аниону взаимно усиливают друг друга, что, в конечном счете, приводит к образованию кислоты и основания:

 

                                                                            3CO₂

2Al³⁺ + 3CO₃^2- + 6H₂O ® 2Al(OH)₃ + 3H₂CO₃

                                                                            3H₂O

   

Молекулярное уравнение:

2Al(NO₃)₃ + 3K₂CO₃ + 3H₂O ® 2Al(OH)₃ + 3CO₂ + 6KNO₃

Задачи               

 

Составьте молекулярные и ионные уравнения реакции гидролиза и определите реакцию среды раствора:

131. NH₄NO₃, Al(CH₃COO)₃*, Na₂SO₄

132. KCN, FeCl₃*, KNO₃

133. AlCl₃*, CH₃COONa, NaCl

134. CrCl₃*, CH₃COONH₄, Ba(NO₃)₂

135. ZnCl₂, K₂S, CaBr₂

136. NH₄Cl, (NH₄)₂S, Sr(NO₃)₂

137. K₃PO₄*, Cu(NO₃)₂, KJ

138. FeCl₃*, Pb(CH₃COO)₂, Li₂SO₄

139. Na₂CO₃, K₂SiO₃, KMnO₄

140. Na₃PO₄*, NaCN, NaClO₄

*Принять, что имеет место две ступени гидролиза.

     

 

⇐ Предыдущая3456789101112Следующая ⇒

Поделиться: