Произведение растворимости. Образование осадков

Растворимость твердых веществ в определенных жидких растворителях- важная характеристика индивидуальных свойств вещества. Количественно растворимость характеризуется составом (концентрацией) насыщенного раствора. Насыщенный раствор - такой, в котором при данной температуре вещество растворяться уже не может.

Различают вещества растворимые и малорастворимые. К малорастворимым в воде относятся вещества, растворимость которых не превышает 10^–2 моль/л.

Насыщенные растворы малорастворимых веществ - электролитов очень разбавлены. Та часть электролита, которая растворилась, находится в растворе в виде ионов. Между твердой фазой [A_mB_n] и ионами{A ⁿ⁺ }, {B ^m- } в растворе устанавливается равновесие растворимости. В общем виде это равновесие можно записать так:

[A _m B _n ] + aq ⇄ m {A ⁿ⁺ } + n {B ^{m -}}.

 

Применение закона действующих масс к гетерогенной системе – насыщенному раствору малорастворимого электролита, находящегося в равновесии со своим осадком дает выражение константы равновесия, которая и называется произведением растворимости (ПР):

.

Таким образом, в насыщенном растворе малорастворимого электролита произведение концентраций его ионов в степенях, соответствующих стехиометрическимкоэффициентам при данных ионах, при данной температуре, – величина постоянная. Произведение растворимости малорастворимого электролита (ПР), как всякая константа равновесия, зависит только от природы электролита и температуры.

Зная ПР малорастворимого электролита, можно вычислить его растворимость S (моль/л, г/л или г/100 мл раствора).

Произведение растворимости характеризует сравнительную растворимость однотипных веществ: чем больше ПР данного вещества, тем больше его растворимость.

Если произведение концентраций ионов в растворе малорастворимого электролита меньше ПР, то осадок не образуется, в этом случае раствор является ненасыщенным. Если ПС = ПР, раствор становится насыщенным по отношению к данному малорастворимому соединению. Образование осадка происходит в том случае, когда произведение концентраций ионов в растворе больше ПР, т. е. условие образования осадка следующее

Растворимость малорастворимого электролита уменьшается, если его раствор содержит хорошо растворимый электролит, имеющий одноименный ион, согласно принципу Ле-Шателье. Исключение составляют случаи образования комплексных соединений.

Пример 1. Рассчитайте концентрацию ионов серебра и сульфид-ионов в насыщенном растворе сульфида серебра. .

Решение. В насыщенном растворе устанавливается равновесие:

[Ag₂S]«2{Ag⁺}+{S^2-}

Из уравнения следует, что в растворе концентрация ионов Ag⁺ в 2 раза больше, чем ионов S^2–.

. Тогда, если , то

Выражаем концентрацию ионов S^2–:

моль/л,

тогда

Пример 2. Растворимость сульфата кальция при 25^оС равна 0,955 г/л. Определите величину

Решение. Записываем уравнение равновесия, устанавливающегося в растворе CaSO₄:

[CaSO₄]«{Ca²⁺} +{SO₄^2-}

тогда .

Из уравнения диссоциации видно, что

(где S – растворимость CaSO₄, моль/л).

Выразим растворимость соли в молях на литр:

,

где M (CaSO₄) – молярная масса CaSO₄, г/моль.

Тогда .

Пример 3. Будет ли выпадать осадок при смешивании равных объемов раствора нитрата серебра, молярная концентрация которого составляет 0,01 моль/л (0,01 M), и раствора хромата калия, молярная концентрация эквивалента которого равна 0,02 моль/л (0,02 н.)? .

Решение. При сливании растворов нитрата серебра и хромата калия в осадок может выпасть труднорастворимый хромат серебра:

,

В ионно-молекулярной форме:

Условие образования осадка следующее

Чтобы рассчитать ПС, надо найти концентрации ионов серебра и хромат-ионов в растворе при смешивании. Но сначала вычисляем молярные концентрации интересующих нас ионов в исходных растворах.

Ионы серебра в растворе появляются при электролитической диссоциации AgNO₃:

,

тогда моль/л.

Хромат-ионы появляются в растворе при электролитической диссоциации K₂CrO₄:

,

тогда моль/л.

При сливании растворов объем раствора увеличивается, при этом концентрация каждого вещества уменьшается во столько раз, во сколько раз увеличится объем раствора. В данном случае при сливании равных объемов растворов объем общего раствора увеличивается в 2 раза, т. е. концентрация каждого раствора и соответственно концентрации ионов, участвующих в образовании хромата серебра, уменьшаются в 2 раза.

При смешивании растворов

моль/л;

моль/л.

Находим произведение концентраций ионов:

.

Видно, что ПС = 1,25 ∙ 10^–7 > ПР = 1,12 ∙ 10^–12, следовательно осадок Ag₂CrO₄ будет выпадать.

 

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Обменное взаимодействие соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита, называется гидролизом солей.

Гидролизу подвергаются растворимые соли, образованные:

– слабой кислотой и сильным основанием;

– слабым основанием и сильной кислотой;

– слабым основанием и слабой кислотой.

В водных растворах солей, образованных сильными основаниями и сильными кислотами, таких как NaCl, K₂SO₄, Ba(NO₃)₂ и др., происходит только распад соли на ионы, которые не образуют с ионами H⁺ и OH^– воды малодиссоциированныхчастиц, поэтому эти соли не подвергаются гидролизу, и, следовательно, pH растворов имеет ту же величину, что и pH воды.

В гидролизе участвуют катионы слабого основания и анионы слабой кислоты, в большинстве случаев гидролиз – процесс обратимый, протекает ступенчато. Гидролиз приводит к изменению pH среды. Уравнения реакций гидролиза составляют в молекулярной и ионно-молекулярной формах. Ниже приводятся примеры гидролиза солей.

Пример 1. Рассмотрим гидролиз раствора цианида калия. Соль KCN образована сильным основанием KOH и слабой кислотой HCN. В растворе соль диссоциирует:

KCN = K⁺ + CN^–

Гидролизу подвергается анион слабой кислоты:

CN^– + H₂O D HCN + OH^–

Учитывая, что в растворе присутствуют катионы калия (K⁺), получаем уравнение гидролиза в молекулярной форме:

KCN + H₂O D HCN + KOH

В растворе накапливаются ионы OH^–, следовательно, реакция среды щелочная, pH > 7.

Пример 2. Гидролиз раствора соли хлорида аммония:

NH₄Cl = NH₄⁺ + Cl^– (диссоциация в растворе)

Гидролизу подвергается катион слабого основания:

NH₄⁺ + H₂O D NH₄OH + H⁺

Поскольку в растворе присутствуют анионы Cl^–, уравнение гидролиза в молекулярной форме имеет вид:

NH₄Cl + H₂O D NH₄OH + HCl

В растворе накапливаются ионы H⁺, следовательно, реакция среды кислая, pH < 7.

Пример 3. Гидролиз раствора соли ацетата аммония:

CH₃COONH₄ = CH₃COO^– + NH₄⁺ (диссоциация в растворе)

Гидролизу подвергаются катионы слабого основания и анионы слабой кислоты:

NH₄⁺ + CH₃СOO^– + H₂O D NH₄OH + CH₃СOOH

Уравнение гидролиза в молекулярной форме имеет вид:

CH₃СOONH₄ + H₂O D CH₃COOH + NH₄OH.

Образуется два слабых электролита, реакция среды будет близка к нейтральной, pH ≈ 7.

Пример 4. Гидролиз раствора сульфата цинка:

ZnSO₄ = Zn²⁺ + SO₄^2– (диссоциация в растворе).

Гидролизу подвергается катион слабого основания:

Zn²⁺ + H₂O DZnOH⁺ + H⁺ (I ступень)

В данном случае катион многозарядный (2+), поэтому гидролиз протекает ступенчато, причем преимущественно гидролиз ZnSO₄ проходит по первой ступени, так как образуется наиболее устойчивая в водном растворе форма (ZnOH⁺). Учитывая, что в растворе присутствуют анионы SO₄^2–, получаем уравнение гидролиза в молекулярной форме:

2ZnSO₄ + 2H₂O D (ZnOH)₂SO₄ + H₂SO₄ (I ступень)

Вторая ступень гидролиза возможна, но она протекает незначительно, так как образуется более диссоциированная форма Zn(OH)₂:

ZnOH⁺ + H₂O D Zn(OH)₂ + H⁺ (II ступень)

В молекулярной форме:

(ZnOH)₂SO₄ + 2H₂O D 2Zn(OH)₂ + H₂SO₄

В растворе ZnSO₄ накапливаются ионы H⁺, следовательно, реакция среды кислая, pH < 7.

Пример 5. Гидролиз раствора карбоната натрия:

Na₂CO₃ = 2Na⁺ + CO₃ ^2– (диссоциация в растворе)

Гидролизу подвергается многозарядный анион слабой кислоты:

CO₃^2– + H₂O D HCO₃^– + OH^– (I ступень)

В молекулярной форме:

Na₂CO₃ + H₂O D NaHCO₃ + NaOH

Вторая ступень протекает незначительно, поэтому можем ограничиться рассмотрением первой ступени гидролиза.

В растворе Na₂CO₃ накапливаются ионы OH^–, следовательно, реакция среды щелочная, pH > 7.

Пример 6. Гидролиз раствора сульфида алюминия:

Гидролизу подвергаются катионы слабого основания и анионы слабой кислоты:

Образующиеся ионы H⁺ и OH^– нейтрализуют друг друга, исчезновение этих ионов из сферы реакции в виде малодиссоциированной воды смещает оба равновесия вправо, что приводит к активизации следующей ступени гидролиза:

Из сказанного выше следует, что будет протекать и третья ступень гидролиза:

Суммарное ионно-молекулярное уравнение имеет вид:

или в молекулярной форме:

.

Сульфид алюминия в растворе полностью и необратимо гидролизуется с образованием нерастворимого гидроксида Al(OH)₃ и слабой кислоты H₂S.