Образование осадков

Образование газообразных веществ

2К2СО3 + Н2SО3 ↔ Н2СО3 + К2SО3,

2К+ + СО32- + Н2SО3 ↔ Н2СО3 + 2К+ + SО32-,

СО32- + Н2SО3 ↔ Н2СО3 + SО32-.

 

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 (Кд1=4,5·10-7) меньше чем у сернистой кислоты (Кд1=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 Кн([Cо(СN)6]4- ) =

1,2·10-19 -и Кн([[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

 

Кр =

 

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 (Кд(НN02) = 6,2 10-4) больше константы диссоциации слабого основания( Кд(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,

HPО42- + 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 S2- + 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