9. Добуток розчинності До рівноважних належить також система "важкорозчинний електроліт його насичений розчин", наприклад
AgCl кр Ag+ + Cl-.
Константа рівноваги K = Ag+ Сl– / AgCl, де AgCl кр = const. Тоді
K. AgCl кр = const = Ag+ Cl– = ДР(AgCl) = KS AgCl.
В насиченому розчині важкорозчинного електроліту добуток концентрацій його йонів у ступенях стехіометричних коефіцієнтів при певній температурі є величина стала, яку називають добутком розчинності (ДР) або константою розчинності (KS). Вона знаходиться по таблицях у довідниках.
Приклад 8. Розрахувати розчинність (у молярних концентраціях) AgI у воді і 0,01М розчину KI, якщо ДР (AgI) = 1.10–16.
Розвʼязання:
1. Розчинність AgI у воді ?
Нехай Х розчинність AgI, моль/л. Згідно з рівнянням AgIкр Ag+ +I–.
Ag+ = I– = Х.
Звідки Х2 = ДР (AgI) = 10–16; Х = 10–8 моль/л.
2. Розчинність AgI у розчині КІ ?
Якщо в розчин ввести 0,01 моль/л KI, концентрація I– буде 10–2 моль/л, тому що кількістю йонів І–, які утворились внаслідок дисоціації AgI, можна нехтувати; Ag+ = 10–16/10–2 = 10–14, тобто розчинність AgI (однакова з [Ag+]) зменшується на шість порядків.
Відповідь: розчинність АgІ у воді дорівнює 10–8 моль/л, у розчині KІ 10–14 моль/л.
10. Гідроліз солей
Гідролізом солей називається процес взаємодії солей з водою, який призводить до утворення слабкого або нерозчинного електроліту. Гідроліз можна визначити як реакцію обмінного розкладання солі водою, або як процес, обернений процесу нейтралізації.
Гідролізу зазнають солі, до складу яких входять іони слабких електролітів.
Розглянемо гідроліз різних типів солей.
1. Солі, утворені сильними кислотами і основами, не гідролізуються, наприклад, NaClO4, KCl, KNO3, Na2SO4, CaCl2, Ba(NO3)2, тощо. Розчини цих солей мають нейтральну реакцію. Через декілька днів після приготування розчинів вони мають слабкокислу реакцію, що можна пояснити розчиненням вуглекислого газу СО2 з повітря і утворення слабкої карбонатної кислоти, яка і дисоціює з утворенням кислого середовища.
2. Солі сильної кислоти і слабкої основи (CuSO4, ZnCl2, Fe(NO3)3, AlCl3) гідролізуються зі збільшенням концентрації Н+:
NH4NO3 ↔ NH4+ + NO3−;
NH4+ + H2O NH4OH + H+ − йонне рівняння гідролізу
NH4NO3 + H2O NH4OH + HNO3 − молекулярне рівняння гідролізу
pH < 7, тому що утворюється сильна кислота HNO3, яка дисоціює більше, ніж слабка основа NH4OH.
3.Солі слабкої кислоти і сильної основи (Na2CO3, K2SO3, NaCH3COO) гідролізуються зі збільшенням концентрації ОН–:
KCN K+ + CN−;
CN– + H2O OH– + HCN;
KCN + H2O KOH + HCN;
pH > 7, тому що утворюється сильна основа KOH, яка дисоціює більше, ніж слабка кислота HCN
4.Солі слабких кислот і основ гідролізуються повністю й рН розчину залежить від їх відносної сили і взагалі близький до 7:
CH3COONH4 NH4+ + CH3COO−;
CH3COO– + H2O OH− + CH3COOH;
NH4+ + H2O NH4OH + H+;
CH3COO– + NH4+ + H2O NH4OH + CH3COOH;
CH3COONH4 + H2O NH4OH + CH3COOH;
pH 7, тому що утворюються слабкі основа та кислота, у яких константи дисоціації не сильно відрізняються.
Гідроліз солей багатоосновних кислот або багатокислотних основ відбувається ступінчасто:
а) K3PO4 + H2O K2HPO4 + KOH;
PO43– + H2O HPO42– + OH–; pH > 7;
K2HPO4 + H2O KH2PO4 + KOH;
HPO42– + H2O H2PO4– + OH–; pH > 7.
У цьому випадку гідроліз до кінця не проходить, тому що накопичення іонів ОН– заважає утворенню Н3РО4.
б) FeCl3 + H2O FeOHCl2 + HCl;
Fe3+ + H2O Fe (OH)2+ + H+; pH < 7;
FeOHCl2 + H2O Fe(OH)2Cl + HCl;
Fe(OH)2+ + H2O Fe(OH)2+ + H+; pH < 7,
При гідролізі багатокислотних основ відбувається накопичення іонів Н+, що заважає утворенню Fe(OH)3 по третьому ступеню, тобто реакція теж не відбувається до кінця;
Гідроліз солей дуже слабких основ і кислот (Al2S3, Cr2S3, Al2(CO3)3…) відбувається до кінця. В розчині такі солі не існують (в таблиці розчинності їх позначають знаком "");
Cr2S3 + 6H2O → 2Cr(OH)3 + 3H2S; pH 7;
Fe(CO3)3
+
6H2O
→2Fe(OH)3
+ 3H2CO3;
pH
7.
3H2O 3CO2
Кількісно гідроліз характеризується константою гідролізу.
Для солі слабкої основи і сильної кислоти Kr = Kw/Kосн, для солі слабкої кислоти та сильної основи Kг = Kw/Kкис, для солі слабкої основи і кислоти Kr = Kw/(Kкис . Kосн).
Ступінь
гідролізу г
відношення числа гідролізованих молекул
до загального числа молекул солі в
розчині – звʼязаний з константою
гідролізу співвідношенням г=
,
де СМ
молярна концентрація солі.
Згідно з принципом ле Шательє розбавлення розчину солі і підвищення температури посилює гідроліз.
Приклад 9. Записати рівняння гідролізу Fe(CH3COO)3.
Розв’язання:
Fe(CH3COO)3 – сіль, яка утворена слабкою кислотою та слабкою основою, тому гідроліз відбувається за катіоном та аніоном солі:
Fe(CH3COO)3 ↔ Fe3+ +3CH3COO−;
Fe+3 + Н2О ↔ FeOH+2 + H+;
CH3COO− + Н2О ↔ CH3COOH + ОH−.
Сумарна реакція:
Fe(CH3COO)3 + Н2О ↔ FeOH(CH3COO)2 + CH3COOH.
Приклад 10. Визначити ступінь гідролізу калій ацетату у 0,1 М розчині та рН розчину.
Розвʼязання:
Реакція гідролізу відбувається за рівнянням:
KCH3COO CH3COO− + K+; CH3COO−+H2O CH3COOH + OH−;
1. Kг − ?
Kдис(CH3COOH) = 1,8·10−5 (довідкові данні).
Kг = КW/ Kдис(CH3COOH) = 10−14/1,8·10−5 = 5,56·10−10.
2. β− ?
β
=
=
7,5·10−5.
3. [OH−] −?
Внаслідок гідролізу утворилось β·СM моль/л іонів OH−.
[OH−] = β·СM = 7,5·10−5·0,1 = 7,5·10−6 моль/л.
5. pH −?
pОH = −lg [OH−] = 5,12.
pH = 14 – pOH = 14 – 5,12 = 8,8.
Відповідь: β= 7,5·10−5; pH = 8,8.