Для солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой:
[OH¯] = ch, рOH = – lg[OH¯], рН = 14 – рOH.
Из выражения следует, что степень гидролиза h (т. е. гидролиз) увеличивается:
а) с увеличением температуры, так как увеличивается K(H>2O);
б) с уменьшением диссоциации кислоты, образующей соль: чем слабее кислота, тем больше гидролиз;
в) с разбавлением: чем меньше с, тем больше гидролиз.
Для солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой
[Н>+] = ch, рН = – lg[H>+].
Для солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой
6.8. Протолитическая теория кислот и оснований
Протолиз – процесс передачи протона.
Протолиты – кислоты и основания, отдающие и принимающие протоны.
Кислота – молекула или ион, способные отдавать протон. Каждой кислоте соответствует сопряженное с нею основание. Сила кислот характеризуется константой кислоты К>к.
Н>2CO>3 + Н>2O ↔ Н>3O>+ + HCO>3¯
К>к = 4 × 10>-7
[Al(Н>2O)>6]>3+ + Н>2O ↔ [Al(Н>2O)>5OH]>2+ + Н>3O>+
К>к = 9 × 10>-6
Основание – молекула или ион, способные принимать протон. Каждому основанию соответствует сопряженная с ним кислота. Сила оснований характеризуется константой основания К>0.
NH>3 × Н>2O (Н>2O) ↔ NH>4>+ + OH¯
К>0= 1,8 ×10>-5
Амфолиты – протолиты, способные к отдаче и к присоединению протона.
HCO>3¯ + H>2O ↔ Н>3O>+ + CO>3>2-
HCO>3¯ – кислота.
HCO>3¯ + H>2O ↔ Н>2CO>3 + OH¯
HCO>3¯ – основание.
Для воды: Н>2O+ Н>2O ↔ Н>3O>+ + OH¯
K(H>2O) = [Н>3O>+][OH¯] = 10>-14 и рН = – lg[H>3O>+].
Константы К>ки К>0для сопряженных кислот и оснований связаны между собой.
НА + Н>2O ↔ Н>3O>+ + А¯,
А¯ + Н>2O ↔ НА + OH¯,
Отсюда
7. Константа растворимости. Растворимость
В системе, состоящей из раствора и осадка, идут два процесса – растворение осадка и осаждение. Равенство скоростей этих двух процессов является условием равновесия.
Насыщенный раствор – раствор, который находится в равновесии с осадком.
Закон действия масс в применении к равновесию между осадком и раствором дает:
Поскольку [AgCl>тв] = const,
К • [AgCl>тв] = K>s(AgCl) = [Ag>+] • [Cl¯].
В общем виде имеем:
А>mB>n(тв.) ↔ mA>+n + nB>-m
K>s(A>mB>n) = [А>+n]>m • [В>-m]>n.
Константа растворимости K>s(или произведение растворимости ПР) – произведение концентраций ионов в насыщенном растворе малорастворимого электролита – есть величина постоянная и зависит лишь от температуры.
Растворимость малорастворимого вещества s может быть выражена в молях на литр. В зависимости от величины s вещества могут быть разделены на малорастворимые – s < 10>-4 моль/л, среднерастворимые – 10>-4 моль/л ≤ s ≤ 10>-2 моль/л и хорошо растворимые s >10>-2 моль/л.
Растворимость соединений связана с их произведением растворимости.
В случае AgCl: AgCl ↔ Ag>+ + Cl¯
K>s= [Ag>+] • [CI¯]:
а) условие равновесия между осадком и раствором: [Ag>+] • [Cl¯] = K>s.
б) условие осаждения: [Ag>+] • [Cl¯] > K>s; в ходе осаждения концентрации ионов уменьшаются до установления равновесия;
в) условие растворения осадка или существования насыщенного раствора: [Ag>+] • [Cl¯] < K>s; в ходе растворения осадка концентрация ионов увеличивается до установления равновесия.
8. Координационные соединения
Координационные (комплексные) соединения – соединения с донорно-акцеп-торной связью.
Для K>3[Fe(CN)>6]:
ионы внешней сферы – 3К>+,
ион внутренней сферы – [Fe(CN)>6]>3-,
комплексообразователь – Fe>3+,
лиганды – 6CN¯, их дентатность – 1,
координационное число – 6.
Примеры комплексообразователей: Ag>+, Cu>2+, Hg>2+, Zn>2+, Ni>2+, Fe>3+, Pt>4+ и др.
Примеры лигандов: полярные молекулы Н>2O, NH>3, CO и анионы CN¯, Cl¯, OH¯ и др.
Координационные числа: обычно 4 или 6, реже 2, 3 и др.
Номенклатура. Называют сначала анион (в именительном падеже), затем катион (в родительном падеже). Названия некоторых лигандов: NH