Произведение растворимости

Как упоминалось выше, растворимость веществ в воде различна. Однако абсолютно нерастворимых веществ в природе не существует. Любое вещество, хотя бы в ничтожной степени, обладает растворимостью. Рассмотрим равновесие между твердым осадком трудно растворимой соли AgCl и ее ионами в водном растворе:

AgCl_твó Ag⁺ + Cl^-

Константа равновесия имеет вид:

                                  1.30

Активность твердой фазы величина постоянная и выражение 1.30 преобразуют к виду, называемому произведением растворимости (ПР):

ПР_AgCl =                            1.31.

В общем случае для трудно растворимого электролита A_pB_q произведение растворимости имеет вид:

                    1.32.

Произведение растворимости, как и растворимость, зависит от температуры.

Хотя ПР при данной температуре величина постоянная, растворимость вещества может меняться в зависимости от ряда условий:

1. присутствие в растворе электролита, не имеющего общих ионов с осадком. В этом случае растворимость увеличивается из-за изменения коэффициентов активности в сторону понижения.

2. присутствие в растворе электролита, имеющего общий ион с осадком. В этом случае растворимость, как правило, резко уменьшается.

3. присутствие в растворе вещества, способного образовывать комплексные соединения с ионами трудно растворимого вещества. В этом случае растворимость, как правило, резко возрастает.

Пример 12. Определите растворимость PbCl₂ в его насыщенном растворе и в растворе 0,1 m NaCl.  =1.6*10^-5 .

РЕШЕНИЕ. Обозначим растворимость, выраженную в моляльностях, через x, тогда для насыщенного раствора =x*(2x)² = 4x³, так как PbCl₂ ó Pb²⁺ + 2Cl^-. Отсюда  ≈ 0.016 m. В случае раствора NaCl  будет иметь вид: , причем активность ионов хлора определяется NaCl и она равна (см.табл.2) 0,786*0,1=0,0786. тогда m.

Гидролиз.

Любую соль можно, в принципе, получить по реакции нейтрализации, взяв соответствующие основание и кислоту. При этом катион соли может быть остатком как сильного, так и слабого электролита. То же самое относится и к аниону соли. Таким образом, соль может быть образована:

1. сильным основанием и сильной кислотой, например NaCl

2. сильным основанием и слабой кислотой, например Na₂CO₃

3. слабым основанием и сильной кислотой, например AlCl₃

4. слабым основанием и слабой кислотой, например (NH₄)₂CO₃.

При растворении солей в воде в последних трех случаях происходит процесс, получивший название гидролиз соли. Определение этого процесса будет приведено ниже.

Рассмотрим процессы, протекающие при растворении соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой (Na₂CO₃₎.

Вначале соль, как сильный электролит, полностью распадется на ионы:

                                  1.33.

Одновременно происходит диссоциация воды:

                                            1.34.

Поскольку угольная кислота слабый электролит, то ее остаток (ион ) стремится вернуться в недиссоциорованную форму, захватывая ион водорода, что усиливает диссоциацию воды. При этом происходит подщелачивание среды (рН>7).

                                      1.35.

Сумма 1.33 – 1.35 дает уравнение гидролиза соли:

     1.36

или в сокращенной ионной форме:

              1.37.

Это 1-ая стадия гидролиза карбоната натрия. По второй стадии, представленной уравнениями:

       1.38

                1.39

процесс практически не идет, так как накопившийся избыток ионов гидроксила запускает реакцию 1.37 в обратном направлении.

Аналогично происходит процесс растворения соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой. Только в этом случае происходит связывание ионов гидроксила катионом, являющимся остатком слабого основания. Среда в этом случае подкисляется (рН<7). Например, для AlCl₃ имеем:

              1.40

                     1.41.

Для этой соли возможно протекание гидролиза по второй стадии:

      1.42

               1.43.

И по третьей:

        1.44

         1.45

Однако гидролиз по второй, а тем более по третьей стадии не протекает из-за протекания реакции 1.41 в обратном направлении при накоплении избытка ионов водорода в растворе.

Для соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой все происходит немного иначе из-за того, что в растворе присутствуют как остаток слабого основания, так и остаток слабой кислоты. В этом случае происходит одновременной связывание как ионов водорода, так и ионов гидроксила, что приводит к полному нарушению ионного равновесия воды. рН среды близок к 7. например, для (NH₄)₂CO₃ имеем:

  1.46

1.47.

Это пример так называемого полного гидролиза. Полный гидролиз можно осуществить, если к раствору соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, добавить эквивалентное количество раствора соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой. Например:

1.48

          1.49.

Теперь приведем определение гидролиза.