РастворыЛекция № 4

к.х.н.

Авдонина

Людмила Михайловна

Кафедра общей и неорганической

химии

– это дисперсные системы (dispersus

= рассеяный), в которых частицы

растворенного вещества

(дисперсной фазы) равномерно

распределены в растворителе

(дисперсионной среде).

Растворы

Что такое раствор?

РастворРастворенное

веществоРастворитель

Компоненты раствора

•Компонент, которого больше

•Находится в одной фазе с

раствором

твердые жидкие газообразные

г/т: Н2 в Pt г/ж: пены г/г: воздух

ж/т: Hg в Agж/ж:

эмульсииж/г: туман

т/т: сплавыт/ж:

суспензиит/г: дым, пыль

Виды растворов

Жидкие растворы

Молекулярные (истинные)

содержат атомы, ионы или молекулы и ассоциаты молекул

размер частиц d < 1 нм

Коллоидные

содержат агрегаты молекул

размер частиц 1 < d < 100нм

Взвеси(суспензии и эмульсии)

размер частиц 100нм < d1нм=

10-9м

Отстаивание взвесей

Молекулярные растворы

• Гомогенны

• Относительно количества

растворенного вещества и

растворителя меняются в широких

пределах

• При образовании растворов

выделяется или поглощается теплота

(ΔНраств. кДж/моль)

Содержание растворенного вещества в раствореI. Безразмерные величины II. Концентрации

1. Массовая доля

(массовый

процент)

2. Мольная доля

(мольный

процент)

1. Моляльность

2. Молярность

3. Нормальность

4. Содержание г/л

• Массовый процент:

Пример:

30%-ный раствор NaCl: 30г NaCl на 100г р-ра

1. Массовая доля

10

mm

m

m

m

ляр.в.р

.в.p

рар

.в.p

100%0

%100m

m%100%

рар

.в.p

▫ Для двух компонентов

(растворитель, растворенное вещество):

0 < X < 1

– мольный

процент

0 < X% < 100

2. Мольная доля

%100nn

n%X

nn

nX

ляр.в.р

.в.р

ляр.в.р

.в.р

.в.р

k

k

ii

n

nX

Концентрация – это содержаниерастворенного вещества в определенном объеме или массе растворителя или раствора

Обозначение: 0,1m; 2m

Пример: одномоляльный рaствор MgCl21m р-р MgCI2 – 95г(1моль) MgCI2 в 1 кг H2O

Моляльная концентрация (моляльность)

кг/моль)кг(mM

m

)кг(m

nc

ляр.в.р

.в.р

ляр

.в.р

m

M

mn

Молярная концентрация (молярность)

Обозначение: 0,2М; 1M; 4M

Пример: одномолярный раствор NaCl

1М р-р NaCI – 58,5 г (1моль) NaCI в 1л р-ра

)C(л/моль)л(VM

m

)л(V

nM

рар.в.р

.в.р

рар

.в.р

Обозначение: 1н.; 0,5н.; 3н.

Пример: однонормальный раствор H2SO4

1н р-р Н2SO4 – 49г (1моль-экв) Н2SO4 в 1л р-ра

Нормальная концентрация (нормальность)

)С(л/моль)л(VM

m

)л(V

nN

N

рар.в.рЭ

.в.р

рар

.в.рэквмоль

Z зависит от природы вещества

Связь нормальности и молярности

ZM)л(VM

Zm

)л(VM

mN

рар.в.р

.в.р

рар.в.рЭ

.в.р

Z

МM

.в.р

.в.рЭ ZMN

HCl H2SO4 NaOH Al(OH)3 Na2SO4 Al2(SO4)3

1 2 1 3 2 6

NaOH + H2SO4

Nщ Nк

Vщ Vк

Закон эквивалентов для растворов

2Э

2

1Э

1

M

m

M

m

кэквмоль

кЭ

к nM

m

щЭ

щщэквмоль

M

mn

V

nN эквмоль

кккэквмоль VNnщщщэквмоль VNn

ккщщ VNVN

Растворимость – это способностьвещества растворяться в том илиином растворителе

растворитель

↑ - растворение Vраств

↓ - кристаллизация Vкрист

B

T=const

Растворимость

• Vраств = Vкрист Снас.

• Vраств < Vкрист Сненас.

• Vраств > Vкрист Спересыщ.

Спересыщ.Снасыщ.Сненас.

• Cнасыщ.= const при данной T

Коэффициент растворимости(Растворимость)– это масса вещества, растворяющегося

при данных условиях (T, P) в 100г

растворителя с образованием

насыщенного раствора

Пример:

s(KNO3) = 110г KNO3 / 100г воды при 60оС

– в 100г воды при комнатной температуре

растворяется более 10г вещества

Примеры:

поваренная соль NaCI – 35,8 г

медный купорос CuSO4· 5H2O – 20,7г

аммиак NH3 – 67,9 г

Легкорастворимые вещества

– в 100г воды растворяется менее 1г

вещества

Примеры:

гипс СaSO4 – 0,195г

гашеная известь Ca(OH)2 – 0,165г

Малорастворимые вещества

– в 100г воды растворяется менее 0,1 г

вещества

Примеры:

Сульфат бария BaSO4 – 0,00023г

Хлорид серебра AgCl – 0,00015г

Абсолютно нерастворимых веществ не

существует

Практически нерастворимые

Факторы, влияющие на растворимость

1. Природа растворителя и растворенного вещества

2. Температура

3. Давление

«Подобное растворяется в подобном»

1. Природа растворителя и растворенного вещества

растворитель

вода 78,3

спирт 25

ацетон 21

бензол 2,3

↓ В – раств. вещество

Если В – полярное (Na2SO4)

Если В – неполярное (I2)

органический

растворитель

H2O ССоргВ

воднВ

CСоргB

воднВ

← Политермы

растворимости

2. Температура

1. CuSO4 2. Li2SO4 3. NaCl

1) В(к) ⇆ В (р-р) ΔН > 0

↑ Т →

2) В(к) ⇆ В (р-р) ΔН < 0

↑ Т ←В(г) ⇆В(р-р) ΔН < 0

3) В(к) ⇆ В(р-р) ΔН ~ 0

Т не влияет

Политермы растворимости

С

Т

1

2

3

1. Разрушение связей ΔН1>0

2. Образование сольватов (гидратов) ΔН2<0

3. Перемешивание раствора

ΔН3 > 0

Растворение

Суммарный тепловой эффект растворения

ΔHраств. = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3

Примеры:

NH4SCN(к) ⇆ NH4SCN(р-р) ΔHраств. > 0

H2SO4(ж) ⇆ H2SO4(р-р) ΔHраств. < 0

– это процесс образования связей между

частицами растворенного вещества и

молекулами воды

Гидратация

Раствор

CuSO4

Кристалло-

гидраты

CuSO4· 5H2O

CuSO4

б/в

выпаривание

t

t

Закон Генри: при T=const растворимость

газа в жидкости прямо пропорциональна

давлению газа над раствором

xB – мольная доля растворенного газа

k – константа Генри

РВ – парциальное давление газа

3. Давление

xВ = k PB

• Идеальный раствор – в котором частицы

растворенного вещества

не взаимодействуют

между собой и растворителем.

При их образовании Н ≈ 0 и V ≈ 0

• Разбавленный раствор – реальная

модель идеального раствора

• Рассмотрим разбавленные растворы

неэлектролитов. Их коллигативные

свойства зависят от числа растворенных

частиц и количества растворителя

жидкость пар Т = соnst

При равновесии

Vисп = Vконд

Po – давление насыщенного

пара чистой воды при Т

Закон Рауля (I закон)

испарение

конденсация

Po

исп.

конд.

Н2О

• Р – давление насыщенного пара воды

над раствором

• Р = Р0 – Р – абсолютное понижение

давления пара воды над раствором

• – относительное понижение

давления пара воды над раствором

Растворим сахар в воде

Р0 – Р

Р0

• Относительное понижение давления

насыщенного пара раствора по

сравнению с чистым растворителем

пропорционально мольной доле

растворенного вещества.

Р Р0 – Р

Р0 Р0

= = Хр.в.

• ОА: жидкость ⇆ пар

• ОВ: тв. вещество ⇆ пар

• ОС: тв. вещество ⇆ ж-ть

Области существования

I – твердой фазы

II – жидкой фазы

III – парообразной фазы

• О – тройная точка

Фазовая диаграмма водыД

авле

ни

е н

ас

ыщ

ен

но

гоп

ар

а в

од

ы

Температура

Ро

●

С А

В

О

I II III

100 ˚С

1 – над чистым

растворителем

2 – над раствором

ΔТкип – повышение

температуры

кипения раствора

ΔТкр – понижение

температуры

кристаллизации

раствора

Следствия из закона Рауля

Р

Ро

ТТкипТкр

1 2

ΔТкипΔТкр

– это температура, при которой

давление насыщенного пара жидкости

равно

атмосферному давлению

Ткип. р-ра > Ткип. р-ля

т.к.

Рнас. р-ра < Рнас. р-ля

Ткип = Ткип. р-ра – Ткип. р-ля

Температура кипения жидкости

Температура затвердевания (кристаллизации) жидкости

– это температура, при которой

давление насыщенного пара

твердой фазы

равно

давлению насыщенного пара

жидкой фазы

Ткр.р-ра < Ткр. р-ля

Ткр = Ткр.р-ля – Ткр.р-ра

Применение закона Рауля

Применение закона Рауля

Для воды

Кэб. = 0,52 Ккр. = 1,86

моляльность

Следствия из закона Рауля (II закон)

Т кип = Кэб.· mc

Т кр = Ккр.· mc

)кг(mM

m

)кг(m

nm

ляp.в.p

.в.p

ляp

.в.p

C

Эбулиоскопия и криоскопия

– методы определения молекулярной

массы растворенного вещества

ΔТ определяется экспериментально,

МВ рассчитывается

Пример:

AB

Bэбкип

mM

mКТ

AB

Bкркр

mM

mKТ

Aкр

BкрB

mT

mKM

Ограничения методов криоскопии и

эбулиоскопии:

- не пригодны для растворов высокой концентрации, т.е. mB << mA

- можно использовать лишь для

растворов неэлектролитов

Вопросы?

Растворы электролитовЛекция №5

к.х.н.

Авдонина

Людмила Михайловна

Кафедра общей и неорганической

химии

– +

B – сахар: тока нет

В

– +

B – NaCl: ток есть

NaCl → Na+ + Cl-

В

ВеществаНеэлектролиты Электролиты

• Не проводят

электрический ток

• Примеры:

▫ оксиды (Al2O3)

▫ орг. вещества:

С12H22O11

CO(NH2)2

• Проводят

электрический ток

• Примеры:

▫ соли (NaCl)

▫ кислоты (H2SO4)

▫ основания (NaOH)

▫ проводники II рода (ионная проводимость)

Закон Рауля (I закон)

Следствия из закона Рауля (II закон)

Для растворов неэлектролитов

.в.р

o

XP

P

C.кр.кр

C.эб.кип

mKT

mKT

Справедливы ли законы Рауля

для электролитов?

Методы определения Mr

Mr

D (отн. плотн.)ΔTкр., ΔTкип.

Возьмем 0,1m растворы:

∆Трасч (кр) = Ккр· Сm = 1,86 ∙ 0,1 = 0,186º

i = 1 i > 1

– изотонический коэффициент Вант-Гоффа (i ≥1)

CO(NH2)2 CH3COOH NaNO3 KCl MgCl2

∆Тэксп0,186 0,190 0,353 0,340 0,520

расч

эксп

Т

Ti

Закон Рауля (I закон)

Следствия из закона Рауля (II закон)

Законы Рауля для электролитов

ляр.в.р

.в.р

o nni

ni

P

P

C.кр.кр

C.эб.кип

mKiT

mKiT

Сванте Аррениус

Нобелевская премия

за теорию электролитической

диссоциации 1903г.

Теория электролитической диссоциации

Неэлектролиты Электролиты

• Молекулы • Ионы +

молекулы

Электролитическая диссоциация– распад молекул растворенного вещества

на ионы под действием молекул

растворителя.

Морская вода – электролит

Состав морской воды

δ+

δ+

δ-

- +

Н2О

Ионизация молекул в растворепод действием молекул водыHCl – полярная молекула

HCl + nH2O → H+(H2O)x + Cl–(H2O)n-x

или HCl → H+ + Cl–

+ –+ – + – H+ Cl –+

Н2О

Диполь–дипольное

взаимодействие

гидраты ионов

NaCl – ионный кристалл

NaCl + nH2O →Na+(H2O)x + Cl–(H2O)n-x

или NaCl Na+ + Cl-

Cl– Na+

Cl–Na+ Na+

Cl–

Na+ Cl– Na+

Na+ Cl–

Ион–дипольное

взаимодействие

+

гидраты ионов

+

–

+ – +

–

–+

Н2О

• Ослабление кулоновского

взаимодействия

• Ионизация молекул в растворе как

следствие их взаимодействия с

полярными молекулами Н2О

Предпосылки теории электролитической диссоциации

2r

zzkF 80)ОН( 2

Теория электролитической диссоциации объяснила

1) Электропроводность растворов

электролитов

2) Изотонический коэффициент

i = 1 для неэлектролитов

i > 1 для электролитов

i – определяется экспериментально

Физический смысл i

Изотонический коэффициентВант-Гоффа показывает

во сколько раз

число частиц (ионов и молекул)в растворе электролита больше,

чем число его молекул

Теория электролитической диссоциации Аррениуса (1887)1) Электролиты при растворении в воде

диссоциируют на ионы

Na2SO4 → 2Na+ + SO42-

2) Свойства ионов отличаются от свойств

простых веществ

Na + H2O → NaOH + H2

Na+ + H2O →

3) Ионы более устойчивы, чем атомы

Na: [Ne]3s1

Na+: [Ne]

4) Ионы бывают

простые: Na+, Mg2+

cложные: NO3–, PO4

3–

окрашенные: MnO4-, Cr2O7

2-

бесцветные: SO42-

5) Раствор электронейтрален, т.к. сумма

всех положительных зарядов равна

сумме всех отрицательных

6) Под действием тока:

Катод Анод–

–++

• Сильные электролиты диссоциируют

полностью, процесс диссоциации

практически необратим

NaCl Na+ + Cl–

HCl H+ + Cl–

• Слабые электролиты диссоциируют

незначительно, процесс диссоциации

обратим (равновесие смещено влево)

CH3COOH ⇄ CH3COO– + H+

Диссоциация сильных и слабых электролитов

— доля продиссоциировавших молекул

0 ≤ ≤ 1

0 ≤ ≤ 100%

Степень электролитической диссоциации

N

N .дис

%100N

N .дис

слабые0 ≤ α ≤ 3%

средней силы3% ≤ α ≤ 30%

сильные30% ≤ α ≤ 100%

1) H2O

2) Некоторые солиHgCl2, Hg(CN)2

3) Кислоты

CH3COOH

H2CO3, H2S, HF,HCN, H2SO3 , HNO2

4) Основания

NH3•H2O, Al(OH)3

1) Соли Na2SO4

2) Минеральные кислотыH2SO4, HNO3, HCl

HBr, HI, HClO4, HMnO4

3) Основания (IA,IIA)

IA: LiOH, NaOH…IIA: Ca(OH)2 Sr(OH)2,

Ba(OH)2

Электролиты

• KAn ⇄ K+ + An―

• N – общее число молекул электролита

• n – число ионов из одной молекулы

• Nдис. = · N – число продиссоц. молекул

• n· · N – общее число ионов

• (N – · N) – число не распавшихся молекул

• .

Связь α и i

)1n(1N

Nn)NN(i

)1n(1i1n

1i

1. Природа растворенного вещества

2. Природа растворителя

3. Температура: растет с ростом Т

KatAn ⇄ Kat+ + An― ; ΔH > 0 (эндо-)

4. растет при разбавлении (↓С)

5. Наличие одноименного иона в растворе

подавляет диссоциациюNH3•H2O ⇄ NH4

+ + OH―

NH4Cl → NH4+ + Cl―

6. При связывании ионов диссоциацияусиливается H2S ⇄ 2H+ + S2―

Cu2+ + S2― = CuS↓

Факторы, влияющие на α

Задача

Вычислите концентрацию ионов натрия в

0,1 М растворе сульфата натрия, если

степень диссоциации равна 90 %.

Решение:

Na2SO4 2Na+ + SO42–

[Na+] = 2c = 2 0,1 0,9 = 0,18 моль/л

HCN ⇄ H+ + CN-

Для сильного электролита HCl = H++Cl―

Но! [HCl] → 0, Kд→ ∞

Константа электролитической диссоциации

)Тотзависит(1049.4HCN

CNHK 10Д

HCl

ClHK

• H2S ⇄ H+ + HS─

• HS─ ⇄ H+ + S2─

• K1 > K2 > …

Ступенчатая диссоциация

7

2

Д 10SH

HSHK

132

Д 10HS

SHK

HCN ⇄ H+ + CN─

С(1 ─ α) Сα Сα .

Закон разбавления Оствальдадля слабых бинарных электролитов

2Д

2

Д

СK

11

С

1С

ССK

С

KД

Н2О ⇄ Н+ + ОН─ Н3О+, Н5О2

+, ...

const ┘

Ионное произведение воды

л/моль55.55л1моль/г18

г1000OH2

)С22при(1086.1OH

OHHK 16

2

Д

КВ = КД· [H2O] = [H+] · [OH ─] =

= 1.86 · 10 ─16 · 55.55 = 10 ─14

Kв = [H+] [OH─] = 10─14

─ ионное произведение воды

В чистой воде:

[H+] = [OH─] =10─7

Т, °С 0 22 100

Kв 0,12 ∙ 10─14 1 ∙ 10─14 75 ∙ 10─14

• Нейтральная [H+] = [OH─] = 10─7 pH = 7

• Кислотная [H+] > 10─7 pH < 7

• Щелочная [H+] < 10─7 pH > 7

pH

0 7 14

водородный показатель

pН = ─lg[H+]

pOH = ─lg[OH─]

кислотная щелочная

[H+]

рНкислотные растворы

щелочныерастворы

0 2 4 6 8 10 12 14

100 10-2 10-4 10-6 10-8 10-10 10-12 10-14

рН = ─lg [H+]

нейтральные растворы

7

10-7

Индикаторы

• Предназначены для определения pH

среды

• Слабые кислоты или основания, у которых

недиссоциированные молекулы и ионы

имеют разную окраску

Фенолфталеин

Слабая органическая кислота

HInd ↔ H+ + Ind─

OH─ малиновый

H+ бесцветный

Лакмус

Слабая органическая кислота

HInd ↔ H+ + Ind─

OH─ синий

H+ бесцветный

1. Инструментальные методы – с

помощью pH-метров

Способы определения pH

рН крови

7,35 ± 0,4

2. Кислотно-основные индикаторы

Индикаторы меняют свою окраску в

определенной области значений рН

раствора

Кислотная

среда

Область

перехода рН

Щелочная

среда

Лакмус 4,4 ─ 6,4

Фенолфталеин 8,2 ─ 10,0

Метилоранж 3,1 ─ 4,4

Универсальный индикатор

pH: 4 5 6 7 8..9 10

3. Расчетные методы

Пример 1: CN (HCl) = 0,001н рН = ?

CN = CM, т.к. Мr = Э Cдис= Cмα

HCl = H+ + Cl–, α = 1 (100% )Cмα Cмα

[H+] = CM α = 10–3

рН = –lg 10–3 = 3

pH = 3

Пример 2: Рассчитаем рН 0,1М NH3 H2O

NH3 H2O ↔ NH4+ + OH-

[OH-] = 10-3 [H+] = Kводы / 10-3 = 10-14 / 10-3 = 10-11

pH = 11

xx0,1-x

5

23

4 10OHNH

OHNHK Д

362

52

Д

10x10x

1,0x1,0.к.т,10x1,0

xK

pOH = –lg [OH–]

pH = 14 – pOH

[OH–] = 10–3 pOH = 3

pH = 14 – 3 = 11

Показатель OH-групп

Химические реакции бывают…Без изменения степени

окисления

С изменением степени

окисления

В растворе:

• реакции обмена

(гидролиза,

нейтрализации)

• образования

комплексов

Окислительно-

восстановительные

реакции

Все реакции,

протекающие в водных растворах

электролитов – это реакции между

ионами, т.е.

ионные реакции

Реакции обмена

– это такие реакции,

в которых молекулы обмениваются

своими ионами

Обменные реакции в водных растворах протекают до конца (необратимо), если

образуется: 1. Осадок

AgNO3 + NaCl = AgCl↓+ NaNO3

2. Газ

Na2CO3 +H2SO4 = Na2SO4 + CO2↑+ H2O

3. Малодиссоциирующий электролит

(H2O)

HCl + KOH = KCl + H2O

! Реакция не протекает

2КСI + Na2SO4 ↔ 2NaCI + K2SO4

При составлении ионных уравнений

• осадки (↓)

• газы (↑)

• воду H2O

• комплексную частицу [Cu(NH3)4]2+

записываем как одну частицу

Это должен знать каждый

1. Молекулярное уравнение

Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2NaCl

2. Полное ионное уравнение

2Na+ + SO42– + Ba2++ 2Cl– = BaSO4↓+ 2Na+ + 2Cl–

3. Сокращенное ионное уравнение

SO42– + Ba2+ = BaSO4↓

Примеры

Кислоты → Н+ рН < 7

Основания → ОН– рН > 7

Соли рН =?

Гидролиз соли– это обменная реакция соли с водой,

приводящая к образованию слабого

электролита и, как следствие, к

изменению рН среды

• Гидролизуются соли, содержащие ионы

слабой кислоты или слабого основания

Гидролиз солей

Слабая

КД = 10–9

сильное

• Реакция получения соли (прямая)HCN + KOH KCN + H2O

HCN + OH– CN– + H2O

• Реакция гидролиза соли (обратная)KCN + H2O HCN + KOH

СN– + H2O HCN + OH– (рН > 7 щелочная)

KCN

HCN

KOH

Соль Кислота Основание pH

1. NaClHCl

сильн.

NaOH

сильн.= 7

2. Na2CO3

H2CO3

слаб.

NaOH

сильн.> 7

3. AlCl3HCl

сильн.

Al(OH)3

слаб.< 7

4. CH3СООNHCH3СООH

слаб.

NH3 ∙ H2O

слаб.≈ 7

В растворах многих солей pH≠7

1. NaCI+ H2O →

Соли щелочных металлов и бария с

сильными кислотами HCI, HBr, HI, HNO3,

H2SO4 гидролизу не подвергаются

Механизм гидролиза

X

Причиной гидролиза является

образование слабого

электролита, чья диссоциация

подавляется присутствием

одноименного иона

2. KCN + H2O HCN + KOH

СN– + H2O HCN + OH– (рН > 7)

3. NH4CI + H2O NH3 H2O + HCI

NH4+ +H2O NH3 H2O + H+ (рН <7)

4. NH4CN +H2O NH3 H2O + HCN

Механизм гидролиза

CH3COONa + H2O ⇄ CH3COOH + NaОН

CH3COO─ + H2O ⇄ CH3COOH + ОН─

C(1 ─ h) Ch Ch

• С ростом Т значение h увеличивается

• При уменьшении С значение h растѐт

Что такое степень гидролиза?

C

C

N

Nh ГГ

1. Природа вещества

2. Концентрация соли

3. Температура (с ↑Т гидролиз растет)

4. Введение в раствор ионов

CH3COO ─ + H2O CH3COOH + OH─

OH– ослабит

H+ усилит

Факторы, влияющие на h

ДK

1~h

C

1~h

cоль образована сильным

основанием (NaOH) и слабой

двухосновной кислотой (H2CO3)

I ступень

CO32─ + H2O ⇄ HCO3

─ + OH─ ─ ионная форма

Na2CO3 + H2O ⇄ NaHCO3 + NaOH ─ молекулярная

II ступень

HCO3─ + H2O ⇄ H2CO3 + OH─

NaHCO3 + H2O ⇄ H2CO3 + NaOH

Ступенчатый гидролиз

Na2CO3

соль образована сильной

кислотой (НСl) и слабым

трехкислотным основанием Al(OH)3

I ступень

Аl3+ + H2O AlOH2++ H+ ─ ионная форма

II ступень

AlOH2+ + H2O Al(OH)2+ + H+

III ступень

Al(OH)2+ + H2O Al(OH)3 + H+

AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl ─ молекулярная форма

AlCl3 + 3H2O Al(OH)3 + 3HCl

AICI3

Ступенчатый гидролиз,как правило,

идет по первой ступени.

Продуктом гидролиза является

либо кислая,

либо основная соль.

• Совместный гидролиз протекает тогда,

когда смешиваются растворы двух солей противоположного типа

• Совместный гидролиз всегда бывает

полным и необратимым

• Продуктом совместного гидролиза являются два слабых электролита

Совместный (взаимный) гидролиз

СrCl3 K2S

Cr3+ + H2O CrOH2+ + H+

CrOH2+ + H2O Cr(OH)2+ + H+

Cr(OH)2+ + H2O Cr(OH)3 + H+

S2- + H2O HS─ + OH─

HS- + H2O H2S + OH─

При сливании двух растворов

ионы Н+ и ОН─ нейтрализуются,

поэтому гидролиз идет

по всем ступеням и до конца

2Cr3+ + 3S2- + 6H2O 2Cr(OH)3 + 3H2S

Совместный (взаимный) гидролиз

2AlCl3 + 3Na2CO3 + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2CO3 + 6NaCl

H2O CO2

Cr2S3

Al2(CO3)3

Fe2(CO3)3

и т.п

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑

Fe2(CO3)3 +3H2O= 2Fe(OH)3↓+ 3CO2↑

ТРУДНОРАСТВОРИМЫЕ

СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

H2O

Т = const

ВaSO4

BaSO4 → Ba2+ + SO42-

растворение

Ba2+ + SO42- → BaSO4

кристаллизация

Внасыщенном растворе

BaSO4 ⇄ Ba 2+ + SO42-

осадок раствор

ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ

BaSO4 ⇄ Ba 2+ + SO42-

осадок раствор

Но [BaSO4] = const

ПРBaSO4 = Kp[BaSO4] = [Ba2+] [SO42-]

ПРBaSO4 = [Ba2+]·[SO42-] = 1,1·10-10 (при t =25оС)

Приведены в таблицах.

[Ba 2+]·[SO42-]

При некоторой Т Kр = ———————[BaSO4]

Условия выпадения осадка

[Ba2+]·[SO42–] > ПРBaSO4 – осадок выпадет

[Ba2+]·[SO42–] = ПРBaSO4 – раствор насыщенный

[Ba2+]·[SO42–] < ПРBaSO4 – осадок не выпадет

Для PbI2 ⇄ Pb2+ + 2I–

ПРPbI2 = [Pb2+]·[I–]2 = 8·10–9 (25oC)

ПРИМЕР.

ПР BaSO4 = 1,1·10 -10

ПРBaCO3 = 8·10-9

s(BaSO4) < s(BaCO3)

ПРИМЕР.

ПР AgCl = 1,5·10-10

ПРAgBr = 7,7·10-13

s(AgCl) > s(AgBr)

Вопросы?