Шкала рН

← усиление кислотности	усиление щелочности→
--0---1---2---3---4---5---6--	-7-	--8---9---10---11---12---13---14--

Произведение растворимости малорастворимого электролита.

Малорастворимые электролиты в растворе ионизированы. Величина ионного произведения при данной температуре постоянна, ее называют произведением растворимости ПР. В общем виде для электролита состава A_xB_y:

ПР = [A^y+]^x · [B^x–]^y . (6.10)

Соотношение между ПР и растворимостью (С, моль/дм³) представим на примере сульфида висмута (III):

Bi₂S_{3 (тв)} ↔ 2 Bi³⁺ _(р-р) + 3 S^2– _(р–р)

ПР(Bi₂S₃) = [Bi³⁺]² · [S^2–]³ = (2С)² · (3С)³ = 108 С⁵ = 1 ·10^–97.

Гидролиз солей – процесс их ионного обмена с молекулами воды, при котором образуются малодиссоциированные соединения.

CH₃COONa + H₂O ↔ CH₃COOH + NaOH,

CH₃COO^– + H₂O ↔ CH₃COOH + OH^– , pH > 7.

NH₄Cl + H₂O ↔ NH₄OH + HCl,

NH₄⁺ + H₂O ↔ NH₄OH + H⁺ , pH < 7.

Доля подвергшихся гидролизу молекул называется степенью гидролиза h; 0 < h ≤ 1. Гидролитическое равновесие подчиняется закону действующих масс. Константа гидролиза К_г представляет собой константу равновесия гидролиза, умноженную на постоянную 55, 56 моль/дм³ (молярная концентрация Н₂О). Для гидролиза ацетата

. (6.11)

Аналогично можно показать, что для гидролиза соли слабого основания

. (6.12)

Для равновесия гидролиза справедливо соотношение, аналогичное закону Оствальда для диссоциации:

. (6.13)

Уравнение (5.13) применяют для расчета рН растворов гидролизующихся солей. Например, для соли слабой кислоты

. (6.14)

Многозарядные ионы подвергаются гидролизу ступенчато:

Cr³⁺ + H₂O ↔ CrOH²⁺ + H⁺ ,

CrOH²⁺ + H₂O ↔ Cr(OH)₂⁺ + H⁺ ,

Cr(OH)₂⁺ + H₂O ↔ Cr(OH)₃ + H⁺ ;

CO₃^2– + H₂O ↔ HCO₃^– + OH^– ,

HCO₃^– + H₂O ↔ H₂CO₃ + OH^– .

Обычно равновесие устанавливается после протекания гидролиза по первой ступени. Для протекания последующих стадий необходимо кипячение или нейтрализация раствора.

При совместном гидролизе катионов и анионов процесс взаимно усиливается и протекает необратимо до образования конечных продуктов

2 Cr³⁺ + 3 CO₃^2– + 3 H₂O = 2 Cr(OH)₃↓ + 3 СО₂↑;.

 

6.2. Поведение электролитов в растворах

6.2.1. Смещение равновесия диссоциации слабых электролитов

а) Влияние соли слабой кислоты на диссоциацию этой кислоты (Опыт 6.2.1)

Выполнение опыта. В две пробирки внести по 5-7 капель 0, 1 н. раствора уксусной кислоты. В каждую пробирку прибавить одну каплю метилового оранжевого. Под влиянием каких ионов метиловый оранжевый принимает розовую окраску? Одну пробирку с уксусной кислотой оставить в качестве контрольной, а в другую внести 3-4 микрошпателя ацетата натрия и перемешать раствор стеклянной палочкой. Сравнить окраску полученного раствора с окраской раствора в контрольной пробирке. На изменение концентрации каких ионов указывает изменение окраски метилового оранжевого?

Запись результатов опыта. Написать уравнение диссоциации уксусной кислоты и выражение константы ее диссоциации. Объяснить, как смещается равновесие диссоциации кислоты при добавлении ней ацетата натрия. Как меняются при этом степень диссоциации уксусной кислоты и концентрация ионов Н⁺?

 

б) Влияние соли слабого основания на диссоциацию этого основания (опыт 6.2.2).

Выполнение опыта. В две пробирки внести по 5-7 капель 0, 1 н. раствора аммиака. В каждую пробирку прибавить одну каплю раствора фенолфталеина. Под влиянием каких ионов фенолфталеин принимает красную окраску?

Одну пробирку с раствором аммиака оставить в качестве контрольной, в другую добавить 3-4 микрошпателя хлорида аммония и перемешать раствор стеклянной палочкой. Сравнить окраску полученного раствора с окраской раствора в контрольной пробирке.

Запись результатов опыта. Написать схему равновесия в растворе аммиака. Как смещается равновесие в этом растворе при добавлении к нему хлорида аммония? Почему при этом окраска фенолфталеина бледнеет?