Образование осадков

Образование газообразных веществ

2К₂СО₃ + Н₂SО₃ ↔ Н₂СО₃ + К₂SО₃,

2К⁺ + СО₃^2- + Н₂SО₃ ↔ Н₂СО₃ + 2К⁺ + SО₃^2-,

СО₃^2- + Н₂SО₃ ↔ Н₂СО₃ + SО₃^2-.

В исходных веществах и продуктах реакции содержатся слабые термически нестойкие кислоты, при разложении которых образуются соответственно СО₂ и SО₂. Равновесие будет смещаться в сторону прямой реакции, так как константа диссоциации угольной кислоты (К_д1=4,5·10^-7) меньше чем у сернистой кислоты (К_д1=1,3·10^-2). Дополнительным фактором смешения равновесия в сторону прямой реакции является большая термическая нестойкость угольной кислоты.

KI + AgCl¯ ↔ KCl + AgI¯,

K⁺ + I^- + AgCl¯ ↔ K⁺+ Cl^- + AgI¯,

I^- + AgCl¯ ↔ Cl^- + AgI¯.

Для прогнозирования смещения равновесия в данной реакции необходимо сравнить произведения растворимостей, образующихся осадков. Из значений ПР(AgCl) = 1,8· 10^-10 и ПР(AgI) = 1,0·10^-16 следует, что равновесие будет практически полностью смещено в сторону прямой реакции, т.е. в сторону образования менее растворимого осадка.

4) Образование комплексных соединений

К₄[Cо(СN)₆] + 6NH₃ «[Cо(NH₃)₆](СN)₂ + 4КСN,

4К⁺ + [Cо(СN)₆]^4- + 6NH₃ «[Cо(NH₃)₆]²⁺ + 6СN- + 4К⁺,

[Cо(СN)₆]^4- + 6NH₃ «[Cо(NH₃)₆]²⁺ + 6СN^-.

Из сравнения значений констант нестойкостей ионов К_н([Cо(СN)₆]^4-) =

1,2·10^{-19 -}и К_н([[Cо(NH₃)₆]²⁺)=2,5·10^-4 следует, что равновесие будет практически полностью смещено влево, так как цианидный комплекс кобальта значительно более прочный чем аммиачный

3 Гетерогенные равновесия в растворах электролитов.

Произведение растворимости

Для количественной характеристики системы осадок – раствор применяется произведение растворимости (ПР) – постоянная величина зависящая только от температуры.

Вывод ПР для бинарного электролита проведем на примере раствора с осадком АgСl.

В системе осадок раствор устанавливается равновесие

АgСl ¯ АgСl _(р-р) Аg ⁺ + Сl^–.

Применив закон действующих масс к данной гетерогенной системе, получим следующее выражение константы равновесия

К_р =

ПР(АgСl) = [Аg ⁺]× [Сl^–] = 1,8· 10^-10(25 ⁰С).

Если обозначить концентрации ионов через S, то в общем виде формула для вычисления ПР бинарного электролита имеет вид

ПР = S²,

где S – молярная растворимость осадка.

Молярная растворимость для бинарного электролита вычисляется соответственно по формуле

S = ÖПР(x).

Значения ПР малорастворимых электролитов приводятся в справочной литературе.

Для электролитов диссоциирующих на три ион (например, СаF₂↔ Са²⁺ + 2F^- и др.) математическая зависимость для ПР и S имеют вид

ПР = 4S³ отсюда S = .

Для электролитов диссоциирующих на четыре и более ионов будут более сложные математические зависимости. Поэтому по значениям ПР можно сравнивать растворимость только однотипных электролитов.

ЛЕКЦИЯ № 7

«Гидролиз солей»

1 Общие представления о гидролизе

Гидролиз - это обменная реакция взаимодействия вещества с водой. Гидролизу подвергаются вещества различных классов неорганических и органических соединений. Важным частным случаем гидролиза являет­ся гидролиз водных растворов солей.

Разберем процессы, происходящие при гидролизе, на примере ацетата натрия. При растворении соли в воде происходит её диссоциация на катионы и анионы

СН₃СООNа → Nа⁺ + СН₃СОО^-.

Образующиеся ионы взаимодействуют с полярными молекулами воды с образованием сильного основания (NаОН) и слабой кислоты (СН₃СООН). Это приводит к связыванию ионов водорода и к появлению избытка гидроксид ионов

СН₃СОО^- + Н⁺ОН^- ↔ СН₃СООН + ОН^-.

Реакция среды в данном случае щелочная.

Таким образом гидролиз – это ионообменная реакция соли с водой в результате которой изменяется рН-раствора.Так как в процессе гидролиза образуются кислота и основание можно считать, что гидролиз это реакция обратная реакции нейтрализации.

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием (NаСl и др.), гидролизу не подвергаются, так как образующиеся при диссоциации ионы не взаимодействуют с водой с образованием слабых электролитов.

2 Различные случаи гидролиза

Для описания гидролиза будем применять сокращенную фирму записи, включающую диссоциацию соли и взаимодействие с водой только тех ионов, которые приводят к гидролизу.

Примеры различных случаев гидролиз:

1) Гидролиз соли образованной слабым основанием и сильной кислотой

NH₄CI → NH₄⁺ + СІ^-,

NH₄⁺ + НОН ↔ NH₄OH + Н⁺, рН< 7.

Гидролиз протекает по катиону, реакция среды кислая.

2) Гидролиз соли образованной сильным основанием и слабой кислотой

NaNО₂ → Na+ + NO₂^-,

NO₂^- + НОН ↔ НNО₂ + OН^-.

Гидролиз протекает по аниону, реакция среды щелочная.

3) Гидролиз соли образованной слабым основанием и слабой кислотой

NH₄NО₂ → NH₄⁺ + NO₂^-,

NH₄⁺ + NO₂^-+НОН ↔ NH₄OH + НNО₂, рН< 7.

Гидролиз протекает как по катиону так и по аниону, реакция среды кислая так как, константа диссоциации слабой кислоты (К_д(НN02) = 6,2 10^-4) больше константы диссоциации слабого основания(К_д(NH4OH) =1,8·10^-5).

Гидролиз большинства солей протекает незначительно, так как образующиеся в результате гидролиза слабые кислоты и основания обычно являются гораздо более сильными электролитами, чем вода. В большей степени гидролизуются соли образованные слабой кислотой и слабым основанием, а в случае солей содержащих многозарядные катионы и анионы может происходить полное разложение соли. Образуются в ходе гидролиза газообразные или малорастворимые соединения приводят к усилению гидролиза.

4) Гидролиз солей, образованных многозарядными катионами и анионами

Гидролиз солей, образованных многозарядными катионами и анионами, протекает ступенчато, при этом в качестве промежуточных продуктов гидролиза образуются основные соли, если гиролиз идёт по катиону, или кислые соли, если гидролиз идёт по аниону.

Na₃PО₄ → 3Na⁺ + PО₄^-3,

PО₄^-3 + НОН ↔ HPО₄^-2 + OH^-, I-ступень,

HPО₄^2- + НОН ↔ H₂PО₄^- + OH^-, II-ступень,

H₂PО₄^- + НОН ↔ H₃PО₄+ OH^-, III-ступень.

В большинстве случаев наиболее сильно процесс гидролиза протекает по первой ступени, поэтому в практических расчетах вторую и по­следующие ступени гидролиза обычно не учитывают.

5) Совместный гидролиз двух солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием

При смешива­нии водных растворов двух солей, одна из которых образована катионом слабого основания, а другая - анионом слабой кислоты, происходит взаимное усиление гидролиза этих солей. Если кислота и основание, образующие эти соли, не только слабые электролиты, но и малорастворимые или разлагающиеся с образованием летучих продуктов, то гидролиз часто протекает необратимо. При этом образуются конечные продукты гидролиза - слабое основание и слабая кислота.

Совместный гидролиз хлорида алюминия и сульфида натрия

2 АlСІ₃ + 3 Na₂S + 6 НОН ↔ 2 А1(ОН)₃ + 3 H₂S + 6 NaCl,

2 Al³⁺ + 3 S^2- + 6 НОН ↔ 2 А1(ОН)₃ + 3 H₂S.

В данном случае гидролиз протекает до образования конечных продуктов.

3 Гидролиз кислых солей

В случае гидролиза кислых солей параллельно с процессом гидролиза идет процесс диссоциации кислых ионов, содержащихся в кислотном остатке аниона кислоты. Реакция среды определяется тем, какой процесс пре­обладает. Эго можно выяснить, сравнив константы гидролиза и диссоциации анионов кислой соли.

Пример гидролиза дигидроортофосфата натрия

Дата добавления: 2013-12-12