Применение закона действующих масс к гетерогенной системе – насыщенному раствору малорастворимого электролита, находящемуся в равновесии со своим осадком:
КхАу ® хКу+ + уАх-
осадок раствор
дает выражение константы равновесия, которая в данном случае называется произведением растворимости (ПР)
ПР = [Ку+]х . [Ах-]у
Таким образом, в насыщенном растворе малорастворимого электролита произведение концентраций его ионов в степени, равной стехиометрическим коэффициентам, при данной температуре есть величина постоянная. Произведение растворимости характеризует сравнительную растворимость однотипных веществ: чем больше ПР данного вещества, тем больше его растворимость.
Из понятия ПР вытекают условия:
образования осадка [Ку+]х . [Ах-]у > ПРКхАу,
растворения осадка [Ку+]х . [Ах-]у < ПРКхАу.
Пример:
Смешаны равные объемы 0,01М растворов CaCl2 и Na2SO4. Образуется ли осадок CaSO4, если 
= 1,3 .10-4.
Решение:
Найдем произведение концентраций ионов Ca2+ и SO42- и сравним с произведением растворимости сульфата кал 
ьция.
Уравнения диссоциации CaCl2 и Na2SO4
СaCl2 ® Ca2+ + 2Cl-, [Ca2+]исх = 0,01 моль/л,
Na2SO4 ® 2Na+ + SO42-, [ SO42-]исх = 0,01 моль/л.
Поскольку при смешивании исходных растворов общий объем раствора вдвое возрастает, то концентрация ионов Ca2+ и SO42- вдвое уменьшается по сравнению с исходными.
Таким образом [Ca2+] = [ SO42-] = 0,005 = 5 .10-3 моль/л.
Находим произведение концентраций ионов:
[Ca2+] . [ SO42-] = (5 . 10-3)2 = 2,5 .10-5.
Оно меньше, чем 
, следовательно, раствор будет ненасыщенным относительно сульфата кальция и осадок не образуется.
Обменные реакции
Реакции, в которых происходит лишь обмен ионами и нет изменения зарядов ионов, входящих в состав соединения, называются реакциями обмена. Так как электролиты в растворе находятся в виде ионов, то реакции между растворами солей, гидроксидов и кислот – это реакции между ионами, т.е. ионные.
Ионообменные реакции между ионами протекают в тех случаях, когда в результате их взаимодействия образуются вещества либо менее растворимые (осадки, газы), либо в меньшей степени диссоциирующие на ионы, чем исходные. Различают четыре типа обменных реакций: 1) реакции, идущие с образованием осадка; 2) реакции, идущие с образованием летучих (газообразных) веществ; 3) реакции, идущие с образованием слабых электролитов; 4) реакции, идущие с образованием комплексных соединений. Реакции обмена пишутся в молекулярном и ионно-молекулярном виде. При составлении ионно-молекулярных уравнений обменных реакций необходимо придерживаться следующих правил: а) сильные электролиты записывают в виде ионов, так как именно в таком состоянии они находятся в растворе; б) слабые электролиты, газы, плохо растворимые соединения записывают в виде молекул независимо от того, являются ли они исходными веществами или продуктами реакций. Ионно-молекулярное уравнение выражает сущность процесса.
Примеры реакций, протекающих практически необратимо:
Образование малодиссоциирующих соединений:
1.H2SO4 + 2NaOH ® Na2SO4 + 2H2O (молекулярное уравнение);
2H+ + SO42- + 2Na+ + 2OH- ® 2Na+ + SO42- + 2H2O (полное ионно-молекулярное уравнение).
Исключив подобные ионы из правой и левой части уравнения, получают сокращенное уравнение -
H+ + OH- ® H2O;
2. CH3COONa + HCl ® CH3COOH + NaCl.
Ионно-молекулярное уравнение – CH3COO- + H+ ® CH3COOH;
3. NH4Cl + NaOH ® NH4OH + NaCl.
Ионно-молекулярное уравнение – NH4+ + OH- ® NH4OH.
Таким образом, сильные кислоты (основания) вытесняют слабые кислоты (основания) из растворов их солей.
Образование малорастворимых веществ:
1.NaCl + AgNO3 ® AgCl ¯ + Na NO3.
Ионно-молекулярное уравнение – Cl - + Ag+ ® AgCl ¯;
2. FeCl2 + 2NaOH ® Fe(OH)2 + 2NaCl.
Ионно-молекулярное уравнение - Fe2+ + 2OH- ® Fe(OH)2 ¯;
3.Na2S + 2HCl ® 2NaCl + H2S.
Ионно-молекулярное уравнение – S2- + H+ ® H2S .
Реакции, в которых слабые электролиты или малорастворимые вещества входят в состав как продуктов, так и исходных веществ, протекают, как правило, не до конца. Равновесие обратимого процесса в этих случаях смещается в сторону образования наименее диссоциированных или наименее растворимых соединений.
Примеры обратимых реакций, равновесие которых смещено вправо:
1.CH3COOH + NaOH ® CH3COONa + H2O.
Ионно-молекулярное уравнение –
CH3COOH + OH- ® CH3COO- + H2O;
2. NH4OH + HCl ® NH4Cl + H2O.
Ионно-молекулярное уравнение – NH4OH + H+ ® NH4+ + H2O;
3. CH3COOH + NH4OH ® CH3COONH4 + H2O.
Ионно-молекулярное уравнение –
CH3COOH + NH4OH ® CH3COO- + H2O.
Таким образом, реакции нейтрализации слабых кислот (оснований) сильными основаниями (кислотами) или слабых кислот
слабыми основаниями не доходят до конца;
4. AgCl ¯ + NaI ® AgI ¯ + NaCl.
Ионно-молекулярное уравнение - AgCl ¯ + I- ® AgI ¯ + Cl-;
5. MnS ¯ + 2HCl ® MnCl2 + H2S .
Ионно-молекулярное уравнение – MnS ¯ + 2H+ ® Mn2+ + H2S .
Оборудование и реактивы: прибор для определения электропроводности растворов, стакан емкостью 100 мл - 6 шт., штатив с пробирками, шпатель; растворы уксусной, соляной, серной кислот, гидроксида аммония, ацетата натрия, гидроксида натрия, хлорида натрия, хлорида калия, иодида калия; дистиллированная вода; сухие реактивы – нитрат свинца, сульфат железа (11), сульфат меди; индикатор – фенолфталеин.
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Опыт 1. Электропроводность растворов.
Для изучения электропроводности растворов применяют прибор, изображенный на рисунке.
| В стакан объемом 100 мл наливают раствор на ½ его объема, чтобы площади электродов, опущенных в жидкость, были каждый раз одинаковы. Затем в стакан опускают электроды и прибор включают в сеть переменного тока. Об электропроводности растворов судят по показанию гальванометра, включенного в электрическую цепь. |
Испытать электропроводность следующих растворов: дистиллированной воды, уксусной кислоты, соляной кислоты, гидроксида аммония, гидроксида натрия, хлорида натрия.
Расположить электролиты в порядке их силы. Написать уравнения диссоциации этих электролитов и применить к ним закон действующих масс. К сильным или слабым электролитам относятся гидроксид аммония и уксусная кислота? Слить их в один стакан и проверить электропроводность. Объяснить полученный результат. Зарисовать прибор.
