Константа, степень и рН гидролиза.

Гидролиз соли, образованной слабой кислотой HA и сильным основанием, характеризуется константой гидролиза К_г=[OH^-][HA]/[A^-] К_H2O-ионное произведение воды.

Чем слабее кислота(чем меньше константа ее диссоциации),тем больше константа гидролиза образованной ею соли.Аналогично для соли слабого основания МОН и сильной кислоты: К_г=[H⁺][MOH]/[M⁺] Кг тем больше, чем меньше Косн(чем слабее основание МОН).

Степенью гидролиза h называется доля электролита, подвергшаяся гидролизу. Она связана с константой гидролиза Кг уравнением: К_г=h²C_m/(1-h) часто h<<1=>К_г=h²C_m

h=( К_г/C_m)^1/2 => при разбавлении раствора гидролизующейся соли степень ее гидролиза возрастает,

Гидролиз солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, протекает ступенчато, причем продуктами первых стадий гидролиза являются кислые соли

В зависимости от того анион или катион вступал в реак-ю

то на первай ступени гидролиза обр OH^- или H⁺.Если обр OH^- то PH>7. Если обр Если обр H⁺ то PH<7. Если не обр OH^- и H⁺ PH=7.нейтр

NH4⁺+HOHóNH4OH+H⁺ pH<7 кисл

CN^-+HOHóHCN+OH^- pH>7 щел

10.Кажущая степень диссоциации. Изотонический коэффициент. Законы Рауля и Вант-Гоффа для растворов элект-в.Если в результате диссоциации общее число частиц в растворе электролита возросло в i раз по сравнению с числом его молекул, то это должно быть учтено при расчете осмотического давления и других коллигатив-ных свойств. Формула для вычисления понижения давления Ар пара раств-ля приобретает в этом случае следующий вид Δр (з а к о н Р а у л я)

Δp=ip₀n₂/n₁+n₂ р_о-давление насыщенного пара над чистым растворителем; n₂-количество растворенного в-ва;n₁-количество в-ва раств-ля; i - изотонический коэффициент или коэффициент Вант-Гоффа.

2. Понижение темп-ры кристаллизации раст-ра,

Δt_крист=iKm К-криоскопическая постоянная раств-ля; m- мо-ляльная концентрация растворенного в-ва

3. Повышение темп-ры кипения раствора,

Δt_кип=iЕm Е - эбуллиоскопическая постоянная раств-ля.

4. Осмотическое давление,

Р=iCмRTкПа См - молярная концентрация; R-8,31 Дж/(моль^-1К^-1); Т - температура, К.

Здесь См-молярная концентрация электролита, моль/л; R-8,31 Дж-моль^-1К^-1; Т-абсолютная тем-ра, К.

Изотонический коэффициент i может быть вычислен как

i=Δp/Δp_выч=Δt_крист/Δt_{крист выч}=Δt_кип/Δt_{кип выч}= Р/Р_выч

выч-без учёта диссоц э-та.i связан со степенью диссоциации электролита а соотношением: i=1+а(k-1) или

а=(i-1)/(k-1) k-число ионов, на которые pa-спадается при диссоциации молекула электролита КС1 k=2,|ВаС1₂ k=3

а выражает кажущуюся степень диссоциации, поскольку в растворах сильные электролиты диссоциированы пол-ностью. Наблюдаемое отличие кажущейся степени диссоциации от единицы связано с межионными взаимодействиями в растворе.

/12.Ионное произведение воды. рН раст-ов.

Произведение растворимости.+

Вода, будучи очень слабым электролитом, в незначительной степени диссоциирует, образуя ионы водорода и гидроксид-ионы:Н₂ОóН⁺+ОН^- Этому процессу соответствует константа диссоциации K=[Н⁺][ОН^-]/[Н₂О]

Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то равновесная концентрация недиссоциированных молекул воды [Н₂О]=общей концентрации воды,1000/18 = 55,55 моль/л. В разбавленных водных растворах концентрацию можно считать постоянной величиной. Тогда

K[Н₂О]=[Н⁺][ОН^-]=K_H2OКонстанта K_H2O,= произведению конц-ций ионов Н+ и ОН^-, представляет собой постоянную при данной температуре величину и называется ионным произведением воды. В чистой воде концентрации ионов водорода и гид-роксид-ионов одинаковы и при 25 °С составляют 10^-7моль/л.=>K_H2O=10^-14(при 25°С)Поскольку диссоциация воды - эндотермиче-йшй процесс, то с ростом темп-ры она усиливается, и значение K_H2O возрастает. Растворы, в которых концентрации ионов водорода в гидроксид-ионов одинаковы, называются нейтральными растворами.при25°С в нейтральном растворе[Н⁺]+[ОН^-]=10^-7 моль/л.Вместо конц-ций ионов Н⁺ и ОН^- удобнее пользоваться их десятичными логарифмами, взятыми с обратным знаком; водородный и гидроксильный показатель

pH=-lg[H⁺]; pOH=-lg[QH^-]

Логарифмируя K_H2O, получим: рН+рОН=14

При 25°С рН+рОН=14. При этой температуре в нейтральных растворах рН=7, в кислых рН<7, в щелочных рН> 7.

В насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита устанавливается равновесие между осадком (твердой фазой) электролита и ионами электролита в растворе, BaS0₄=Ba⁺²+S0₄^-2 в растворах электролитов состояние ионов определяется их активностями, то константа равновесияK= α_BA+2+α_so4-₂/α_BaSO4

Знаменатель этой дроби величина постоянная, =>произведение KBaSO₄ является при данной температуре константой. => произведение активностей ионов Ва⁺² и SO2^-2 также представляет собой постоянную величину, называемую произведением, растворимости и обозначаемую ПР: α_BA+2+α_so4-₂=Пр

Произведение активностей ионов малорастворимого электролита, содержащихся в его насыщенном растворе (произведение растворимости), есть величина постоянная при данной температуре.

Если электролит очень мало растворим, то ионная сила его насыщенного раствора близка к нулю, а коэффициенты активности ионов мало отличаются от единицы. В подобных случаях произведение активностей ионов в выражении для ПР можно заменить произведением их конц-ций. Так, ионная сила насыщенного раствора BaSO₄ имеет порядок 10^-5 и произведение растворимости BaSO⁴ может быть записано в следующей форме:

ПрBaSO₄=[Ва⁺²][So4^-2] ПР_Са3PO4= [Са²⁺]³[PO₄^-3]²; При увеличении концентрации одного из ионов электролита в его насыщенном растворе произведение конц-ций ионов электролита становится больше ПР. При этом равновесие между тверд фазой и раствором смещается в сторону образования осадка. Таким образом, условием образования осадка является превышение произведения конц-ций ионов малорастворимого электролита над его произведением растворимости. В результате образованид .осадка, концентрация другого осадка конц-ция другого иона вход-го в состав электролита, тоже изменяется. Устанавливается новое равновесие. при котором ПР концентрации ионов электролита вновь становится равным ПР. Напротив, если в насыщенном растворе электролита уменьшить концентрацию одного из ионов (например, связав, его каким-либо другим ионом), произведение конц-ций ионов будет меньше значения ПР, раствор станет ненасыщенным, а равновесие между жидкой фазой и осадком сместится в сторону растворения осадка.=> растворение осадка малорастворимого электролита происходит при условии, что произведение конц-ций его ионов меньше значения ПР.