Произведение растворимости

Применение закона действующих масс к гетерогенной системе – насыщенному раствору малорастворимого электролита, находящемуся в равновесии со своим осадком:

К_хА_у_® хК^у+ + уА^х-

осадок раствор

дает выражение константы равновесия, которая в данном случае называется произведением растворимости (ПР)

ПР = [К^у+]^х ^.[А^х-]^у

Таким образом, в насыщенном растворе малорастворимого электролита произведение концентраций его ионов в степени, равной стехиометрическим коэффициентам, при данной температуре есть величина постоянная. Произведение растворимости характеризует сравнительную растворимость однотипных веществ: чем больше ПР данного вещества, тем больше его растворимость.

Из понятия ПР вытекают условия:

образования осадка [К^у+]^х ^.[А^х-]^у > ПР_КхАу,

растворения осадка [К^у+]^х ^.[А^х-]^у < ПР_КхАу.

Пример:

Смешаны равные объемы 0,01М растворов CaCl₂ и Na₂SO₄. Образуется ли осадок CaSO₄, если = 1,3 ^.10^-4.

Решение:

Найдем произведение концентраций ионов Ca²⁺ и SO₄^2- и сравним с произведением растворимости сульфата кал ьция.

Уравнения диссоциации CaCl₂ и Na₂SO₄

СaCl₂ ® Ca²⁺ + 2Cl^-, [Ca²⁺]_исх = 0,01 моль/л,

Na₂SO₄ ® 2Na⁺ + SO₄^2-, [ SO₄^2-]_исх = 0,01 моль/л.

Поскольку при смешивании исходных растворов общий объем раствора вдвое возрастает, то концентрация ионов Ca²⁺ и SO₄^2- вдвое уменьшается по сравнению с исходными.

Таким образом [Ca²⁺] =[ SO₄^2-] = 0,005 = 5 ^.10^-3 моль/л.

Находим произведение концентраций ионов:

[Ca²⁺] ^.[ SO₄^2-] = (5 ^. 10^-3)² = 2,5 ^.10^-5.

Оно меньше, чем , следовательно, раствор будет ненасыщенным относительно сульфата кальция и осадок не образуется.

Обменные реакции

Реакции, в которых происходит лишь обмен ионами и нет изменения зарядов ионов, входящих в состав соединения, называются реакциями обмена. Так как электролиты в растворе находятся в виде ионов, то реакции между растворами солей, гидроксидов и кислот – это реакции между ионами, т.е. ионные.

Ионообменные реакции между ионами протекают в тех случаях, когда в результате их взаимодействия образуются вещества либо менее растворимые (осадки, газы), либо в меньшей степени диссоциирующие на ионы, чем исходные. Различают четыре типа обменных реакций: 1) реакции, идущие с образованием осадка; 2) реакции, идущие с образованием летучих (газообразных) веществ; 3) реакции, идущие с образованием слабых электролитов; 4) реакции, идущие с образованием комплексных соединений. Реакции обмена пишутся в молекулярном и ионно-молекулярном виде. При составлении ионно-молекулярных уравнений обменных реакций необходимо придерживаться следующих правил: а) сильные электролиты записывают в виде ионов, так как именно в таком состоянии они находятся в растворе; б) слабые электролиты, газы, плохо растворимые соединения записывают в виде молекул независимо от того, являются ли они исходными веществами или продуктами реакций. Ионно-молекулярное уравнение выражает сущность процесса.

Примеры реакций, протекающих практически необратимо:

Образование малодиссоциирующих соединений:

1.H₂SO₄ + 2NaOH ® Na₂SO₄ + 2H₂O (молекулярное уравнение);

2H⁺ + SO₄^2- + 2Na⁺ + 2OH^- ® 2Na⁺ + SO₄^2- + 2H₂O (полное ионно-молекулярное уравнение).

Исключив подобные ионы из правой и левой части уравнения, получают сокращенное уравнение -

H⁺ + OH^-® H₂O;

2. CH₃COONa + HCl ® CH₃COOH + NaCl.

Ионно-молекулярное уравнение – CH₃COO^-+ H⁺ ® CH₃COOH;

3. NH₄Cl + NaOH ® NH₄OH + NaCl.

Ионно-молекулярное уравнение – NH₄⁺ + OH^-® NH₄OH.

Таким образом, сильные кислоты (основания) вытесняют слабые кислоты (основания) из растворов их солей.

Образование малорастворимых веществ:

1.NaCl + AgNO₃ ® AgCl ¯ + Na NO₃.

Ионно-молекулярное уравнение – Cl^-+ Ag⁺ ® AgCl ¯;

2. FeCl₂+ 2NaOH ® Fe(OH)₂ + 2NaCl.

Ионно-молекулярное уравнение - Fe²⁺ + 2OH^-® Fe(OH)₂ ¯;

3.Na₂S + 2HCl ® 2NaCl + H₂S.

Ионно-молекулярное уравнение – S^2- + H⁺ ® H₂S .

Реакции, в которых слабые электролиты или малорастворимые вещества входят в состав как продуктов, так и исходных веществ, протекают, как правило, не до конца. Равновесие обратимого процесса в этих случаях смещается в сторону образования наименее диссоциированных или наименее растворимых соединений.

Примеры обратимых реакций, равновесие которых смещено вправо:

1.CH₃COOH + NaOH _® CH₃COONa + H₂O.

Ионно-молекулярное уравнение –

CH₃COOH + OH^-_® CH₃COO^- + H₂O;

2. NH₄OH + HCl _® NH₄Cl + H₂O.

Ионно-молекулярное уравнение – NH₄OH + H⁺ _® NH₄⁺ + H₂O;

3. CH₃COOH + NH₄OH _® CH₃COONH₄ + H₂O.

Ионно-молекулярное уравнение –

CH₃COOH + NH₄OH _® CH₃COO^- + H₂O.

Таким образом, реакции нейтрализации слабых кислот (оснований) сильными основаниями (кислотами) или слабых кислот

слабыми основаниями не доходят до конца;

4. AgCl ¯ + NaI _® AgI ¯ + NaCl.

Ионно-молекулярное уравнение - AgCl ¯ + I^-_® AgI ¯ + Cl^-;

5. MnS ¯ + 2HCl _® MnCl₂ + H₂S .

Ионно-молекулярное уравнение – MnS ¯ + 2H⁺ _® Mn²⁺ + H₂S .

Оборудование и реактивы: прибор для определения электропроводности растворов, стакан емкостью 100 мл - 6 шт., штатив с пробирками, шпатель; растворы уксусной, соляной, серной кислот, гидроксида аммония, ацетата натрия, гидроксида натрия, хлорида натрия, хлорида калия, иодида калия; дистиллированная вода; сухие реактивы – нитрат свинца, сульфат железа (11), сульфат меди; индикатор – фенолфталеин.

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Опыт 1. Электропроводность растворов.

Для изучения электропроводности растворов применяют прибор, изображенный на рисунке.

В стакан объемом 100 мл наливают раствор на ½ его объема, чтобы площади электродов, опущенных в жидкость, были каждый раз одинаковы. Затем в стакан опускают электроды и прибор включают в сеть переменного тока. Об электропроводности растворов судят по показанию гальванометра, включенного в электрическую цепь.

Испытать электропроводность следующих растворов: дистиллированной воды, уксусной кислоты, соляной кислоты, гидроксида аммония, гидроксида натрия, хлорида натрия.

Расположить электролиты в порядке их силы. Написать уравнения диссоциации этих электролитов и применить к ним закон действующих масс. К сильным или слабым электролитам относятся гидроксид аммония и уксусная кислота? Слить их в один стакан и проверить электропроводность. Объяснить полученный результат. Зарисовать прибор.