Дополнительные задания к лабораторной работе

1. Приведите примеры растворимых в воде солей, среда растворов которых нейтральная, кислая, щелочная. Напишите уравнения их гидролиза в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

2. Приведите примеры солей, гидролиз которых идет только по катиону, только по аниону, и по катиону и по аниону одновременно. Напишите уравнения их гидролиза в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

3. Приведите примеры солей, гидролиз которых возможен по одной, двум и трем ступеням. Напишите уравнения их гидролиза в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

4. Напишите в молекулярном и ионном виде уравнения совместного гидролиза: а) сульфата хрома (III) и карбоната натрия и б) нитрата алюминия и сульфида калия.

5. Как влияет добавление растворов КОН, ZnCl₂, Na₂S, соляной кислоты и твердого NaCl на гидролиз карбоната калия (гидролиз усиливает, ослабляется, влияния не наблюдается).

6. Как влияет добавление растворов NaОН, Na₂CO₃, Al₂(SO₄)₃, серной кислоты и твердого K₂SO₄ на гидролиз хлорида цинка (гидролиз усиливает, ослабляется, влияния не наблюдается).

7. Напишите в молекулярном и ионном виде уравнения трех степеней гидролиза хлорида железа (III). Объясните, почему при комнатной температуре гидролиз идет только по первой ступени, а при кипячении раствора – по всем трем.

8. В одномолярном растворе нитрата цинка водородный показатель (рН) равен 2. Чему равна степень гидролиза соли (%)?

Лабораторная работа 11.

Тема: ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ

Твердые вещества характеризуются различной растворимостью в воде. Наряду с хорошо растворимыми веществами существуют мало-растворимые и практически нерастворимые. Однако абсолютно нерастворимых веществ в природе нет. Любое вещество, хотя бы в ничтожной степени, но все же обладает растворимостью.

Растворимость вещества оценивается по концентрации его насыщенного раствора. Концентрация насыщенного раствора малорастворимого или практически нерастворимого вещества очень мала, т.е. раствор очень разбавлен. Если растворенное вещество является электролитом, то оно в очень разбавленном растворе практически нацело диссоциировано на ионы (в соответствии с законом разбавления Оствальда).

Рассмотрим равновесие между твердым осадком малорастворимой соли, например АgCl, и её ионами в растворе:

Уравнение для константы равновесия имеет вид:

Концентрация твердой фазы [AgCl(т)], как величина постоянная, из выражения для константы равновесия исключается. Тогда константа равновесия определяется только произведением концентраций ионов [Ag⁺] и [Cl^-] и называется произведением растворимости (ПР):

ПР(АgCl) = [Ag⁺][Cl^-]

В общем виде для соединения А_mB_n

ПР = [A⁺]^m[B^-]ⁿ

Величина произведения растворимости характеризует растворимость малорастворимых и практически нерастворимых веществ (электролитов) при постоянной температуре. Значения ПР приведены в справочниках и в этом пособии в таблице

Вещество	ПР	КД	КН
AgCl	1,8  10-10	––	––
AgBr	6,0  10-13	––	––
AgI	1,1  10-16	––	––
Ag2S	1,0  10-51	––	––
Ag2CrO4	1,1  10-12	––	––
PbCl2	2,0  10-5	––	––
PbBr2	8,0  10-6	––	––
PbI2	8,0  10-9	––	––
PbS	1,0  10-27	––	––
PbSO4	2,0  10-8	––	––
PbCrO4	1,8  10-14	––	––
BaSO4	1,1  10-10	––	––
BaC2O4	1,7  10-7	––	––
BaCrO4	1,2  10-10	––	––
NH4OH	––	1,8  10-5	––
H2O	––	1,8  10-16	––
[Ag(NH3)2]+	––	––	7  10-8

Произведение растворимости позволяет вычислить концентрацию насыщенного раствора малорастворимого или практически нерастворимого электролита. Например, для хлорида серебра [Ag⁺] = [Cl^-], следовательно, концентрация насыщенного раствора или, что, то же самое, растворимость (S) вычисляется по формуле:

для PbCl₂ – по формуле

для Са₃(РО₄)₂ – по формуле

По растворимости можно, в свою очередь, рассчитать объем раствора, необходимый для растворения данной массы, например одного грамма, вещества. Расчет проводится исходя из того, что концентрации насыщенного раствора (S) выражается в моль/л, т.е. по пропорции:

в 1 л растворяется S·M г вещества

в х л – 1 г

По значениям ПР можно определять направление протекания ионообменных реакций в растворах в тех случаях, когда и в левой, и в правой частях уравнения реакции находятся малорастворимые или практически нерастворимые вещества. Например, реакция:

AgBr (ПР = 5,3·10^-13) + КI = КBr + AgI (ПР = 8,3·10^-17)

протекает в прямом направлении, а реакция:

AgBr (ПР = 5,3·10^-13) + КСl = КBr + AgCl (ПР = 1,8·10^-10)

– в обратном, то есть в сторону менее растворимых веществ. Такие реакции называются реакциями переосаждения малорастворимых веществ или реакциями двойного обмена.

Постоянство величины ПР не означает постоянства концентраций отдельных ионов. Концентрацию каждого из них можно изменять. Можно увеличить концентрацию Сl^- - ионов в насыщенном растворе хлорида серебра, добавив, например, НСl. Это нарушит состояние равновесия диссоциации, сдвинет его влево, так как избыточное (по сравнению с равновесным) количество ионов Сl^- приведет к увеличению скорости обратной реакции осаждения (Ag⁺ + Cl^– = AgCl). Вновь установившееся равновесие будет по-прежнему характеризоваться той же величиной ПР, однако равновесные концентрации изменятся: концентрация ионов Ag⁺ будет меньше, а ионов Cl^- больше по сравнению с прежним состоянием равновесия. Дополнительное осаждение AgCl происходит потому, что при прибавлении соляной кислоты произведение концентраций ионов становится больше величины произведения растворимости:

[Ag⁺][Cl^-] > ПР

Напротив, если понизить концентрацию, связав ионы Ag⁺ в комплекс [Ag(NH₃)₂]⁺, тогда осадок, в соответствии с принципом Ле Шателье, начнет растворяться. Условием растворения осадка является соотношение:

[Ag⁺][Cl^-] < ПР

Если в растворе находятся катионы нескольких различных металлов, то их можно перевести в осадок последовательно один за другим, связывая в малорастворимые или практически нерастворимые вещества с различными значениями ПР. Такая операция называется дробным осаждением; она применяется для разделения и очистки веществ, при их синтезе и анализе.

Таким образом, произведение растворимости ПР характеризует гетерогенное равновесие:

для малорастворимых и практически нерастворимых веществ и широко используется в химии и химической технологии.