Химия - Фролов В.В.
Скачать (прямая ссылка):
202
<ВаС12> & ВаС12 ч*Ваи+ + 2СГ
кристаллы раствор
Для насыщенного раствора концентрация ВаС12 будет постоянной при данной температуре и вместо константы диссоциации (7.52) мы можем записать уже «произведение растворимости»:
ПР = [Ва2+] [СГ]2 = const; Т = const. (7.53)
Чем меньше произведение растворимости, тем труднее данная соль растворима в воде (табл. 7.10).
Т а б л и ц а 7.10. Произведения растворимости (ПР) для некоторых солей при 298 К
Сол ь HP Сол ь ПР Соль ПР
ARCI AgBr ARI ¦ Ag2S 1,56 • 10-10
6,3 • 10.....
1,5 • 10IFI 5,7 • 10 ГИ PbClo PbL * PI)S04 PbS 1,7-10-5
8.7 • I0-"
1.8 ¦ 10-« 1,7 • 10-20 CaS04 SrS04 BaS04 BaCr04 ' 6,26 * 10-5 3,6 -10-' 1,8 • КГ10 2,3 • ИГ10
Если к раствору А§Ы03 прилить раствор ЫаС1, то выпадает белый осадок AgCl. После его отстаивания добавим раствор К1 — дополнительно появляется осадок желтого цвета. После этого добавляем раствор Н25 или (М"Н4)25 — и раствор, и осадок окрашиваются в черный цвет аргентита Ag2S — наиболее труднорастворимой соли серебра.
Произведение растворимости позволяет нам изменять соотношение между ионами, находящимися в растворе над выпавшим осадком. Так, для того чтобы осадить наиболее полно ион Ва2+, мы должны взять избыток ионов БО^-":
ПР - [Ва'2+] [ЗО'М = 1,8-10"10.
Ионов Вай+ в растворе останется Ю-"8, если концентрация ионов БО2" будет, допустим, 10~2.
Произведение растворимости широко используется в аналитической химии и технологии.
Электролитическая' диссоциация воды. Полярные молекулы воды могут диссоциировать, проявляя при этом свою амфотер-ность:
Н2Оч*Н+ + ОН- ИЛИ 2Н2О^Н30+ + ОН-
Вторая ступень диссоциации еще никем не наблюдалась, и ионы О2" в воде не обнаружены.
Вода является очень слабым электролитом, степень ее диссоциации ~2 • 10' 9, чистая вода почти не проводит электрический ток.
Однако на все ионные равновесия в водных растворах присутствие ионов Н+ и ОН" оказывает влияние и процесс диссоциации воды необходимо всегда учитывать. Запишем константу диссоциации для воды:
К= ' -const; Т = const. (7.54)
IHgOJ
Учитывая ничтожно малую степень диссоциации, мы можем считать концентрацию воды постоянной, и тогда можно записать:
KHt0 = [Н+1 [ОН-] = const; Т = const. (7.55)
Зависимость константы диссоциации для воды от температуры приведена ниже:
Т.К.... 273 295 298 323 348 373 Д-,,,0 • Юи . . 0,13 1,0 1,27 5,6 27,0 74,0
Принимаем для комнатных температур Кн5о—1,0* 10~и Определим степень диссоциации . воды, зная, что концентрация иона равна Са [см. уравнение (7.37)], а концентрацию воды в воде можно легко вычислить: С= 1000/18 = 55,5 (5).
Подставляем полученные значения в выражение константы диссоциации воды: /Сн,о= [Н+] [ОН~] = (а-55,5)2 = 1,0-10~14, отсюда а-55,5 = 1,0- Ю-7; а?*2-1(Г*
При диссоциации абсолютно чистой воды, которую мы принимаем за эталон нейтральности, концентрации ионов Н+ и ОН~ равны и условие нейтральности мы можем записать следующим образом:
Кн,о=[Н + ] [ОН-] -1,0- КГ'4;
[Н+] - [ОН~] = 1,0-Ю-7. (7.56)
Введем новую величину, характеризующую среду и равную —lg [Н+]. Обозначим ее рН и в дальнейшем будем ее называть водородным показателем.
Для нейтральной среды водородный показатель равен
pH = -lgl0[H+] =7.
Для кислотной среды равенства концентраций уже не будет:
[Н+1 > [ОН-]; [Н+]>10-7; рН<7.
В кислотной среде водородный показатель рН<7. Для щелочной среды равенство концентраций также нарушается:
[Н+] < [ОН-]; [Н+]<10-7; рН>7.
В щелочной среде водородный показатель рН>7. Равновесие электролитической диссоциации воды влияет на общее равновесие в среде электролита, содержащего те или другие растворенные вещества.
Гидролиз. Разложение соединений под действием воды называют гидролизом. Этому определению соответствуют различные реакции между водой и другими химическими соединениями.
Гидролиз, или омыление эфиров, происходит в присутствии воды и является обратимым процессом, направление которого определя
204
ется рИ. Например, получение эфира из метилового спирта и уксусной кислоты идет обратимо:
ЭТерМфИКМШН!
СН3ОН + НООССНз т~ СН3ООССН8 + Н20
омыление, или гидролиз
Гидролиз ковалентных галидов, которые включают как органические, так и неорганические соединения:
Р СI г, -f НаО РОС 13 + 2НС Ь ] , РС1Б + 4НаО ~> Н3РО4 + 5HCI
С6НБ + НаО ~> СвНбОН + НС1 Наиболее типичным случаем является гидролиз солей в водных растворах.
Ионы, полученные при растворении какой-либо соли, взаимодействуют с ионами Н+ и ОН", всегда имеющимися в воде. В результате этого взаимодействия могут возникать молекулы кислот или оснований, что свидетельствует о разложении соли водой:
КА+ Н2Оч±КОН +НА
К+ + А- + Н+ + ОН" КОН +¦ Н+ + А+ (а)
К+ + А" -I- Н+ + ОН"5± К+ + ОН" + НА (б)
Развитие процесса (а) или (б) зависит от относительной силы кислот и оснований, определяющейся степенью диссоциации этих соединений.
Гидролиз солей является обратимым процессом, зависящим от концентрации соли в воде и от температуры. Повышение температуры и уменьшение концентрации соли увеличивает полноту гидролиза. Константа равновесия обратимой реакции гидролиза может быть представлена так:
