skanowanie0013

W warunkach równowagi stężenie A ₍B_m jest stałe, więc:

K • [A_nBJ = [A^m'j" • [Bⁿ-]^m = K (lub I_R) = const

Iloczyn stężeń jonów danego trudno rozpuszczalnego związku w jego roztworze nasyconym w danej temperaturze i w danym rozpuszczalniku nazywa się iloczynem rozpuszczalności związku. Jeżeli w danej temperaturze:

[A^m+Jⁿ • [Bⁿ']£)< K_s to roztwór jest roztworem nienasyconym, jeżeli natomiast:

[A^m+]ⁿ. [Bⁿ~]^m > K_s to roztwór jest roztworem przesyconym I wówczas w roztworze będzie wytrącał się osad aż do osiągnięcia stanu równowagi przy]

l|3S| • [B^n_]^m = K

Im mniejsza wartość iloczynu rozpuszczalności związku, tym trudniej się on rozpus® cza i tym łatwiej wytrąca się w postaci osadu. W przypadku obecności w roztworze kilku: soli, ich strącenie następuje w kolejności osiągania stężenia jonów odpowiadającego iloi czynom rozpuszczalności poszczególnych soli; najpierw osad tworzy sól najtrudniej rozl puszczalna, która ma najniższy iloczyn rozpuszczalności. Efektywność wytrącania osadjn można poprawić, stosując niewielki nadmiar odczynnika strącającego, chociaż jego na|l miar może zwiększyć rozpuszczalność związku, np. przez powstawanie łatwiej rozpuszi czalnych wodorosoli lub połączeń kompleksowych. Wartości iloczynów rozpuszczalności dla różnych substancji są dostępne w tablicach fizykochemicznych. Mają zastosowani! do określania warunków wytrącania osadów. W analizie chemicznej ważne jest zjawisko współstrącania, polegające na wytrącaniu się substancji dobrze rozpuszczalnej wraz. /. substancją trudno rozpuszczalną. Główną przyczyną współstrącania jest powstawanie kryształów mieszanych (wbudowywanie substancji lepiej rozpuszczalnej w sieć krystąjl liczna substancji wytrącanej, szczególnie częste dla kryształów izomorficznych), zjawislfi okluzji (mechaniczne zamykanie obcych jonów lub cząsteczek we wnętrzu kryształófl omulu) i adsorpcja (gromadzenie się jonów lub cząsteczek na powierzchni kryształófl osadu).

2.3.3. Hydroliza soli

Sole podczas rozpuszczania w wodzie ulegają dysocjacji na jony. Stężenie jonów w roz$ (worze jest związane że stopniem (i stałą) dysocjacji kwasu lub zasady, od których pochodzą jony soli. W przypadku jonów pochodzących od słabego kwasu czy słabej zasady Ich maksymalne możliwe stężenie w roztworze jest niewielkie. Każdy nadmiar takich Jonów, zgodnie z regułą przekory le Chateliera-Brauna, ulega w roztworze wodnym reakcji hydrolizy. Jest to reakcja jonów soli z wodą i polega na wiązaniu tych jonów: przez pochodzące z wody jony H₃0⁺ lub OH^-. W wyniku tego odtwarza się niezdysocjawana cząsteczka słabego kwasu lub słabej zasady (od której pochodzi jon soli), a w roztworze powstaje nadmiar jonów przeciwnych, nadając mu odpowiedni odczyn. Reakcji hydro-

|#y lllellta Jony soli pochodzących od słabych Kanad I mocnych kwasów (hydrollzuje _.......... od słabych kwasów i mocnych zasad (hydrollzuje anion) oraz soli słabych kwanty I słabych zasad (hydrolizuje kation i anion). Sole pochodzące od mocnych kwasów l mi" nv« li zasad dysocjują w roztworze na jony, których ilość nie jest ograniczona niskim MIMlieni dysocjacji, dlatego nie ulegają reakcji hydrolizy i odczyn ich wodnych roztwo-i,,,v 11 'ii obojętny.

fili, Hydroliza soli słabego kwasu i mocnej zasady

M^ykladim takiej soli jest octan sodu CH₃COONa, w roztworze wodnym zdysocjowany yilkowlt lr na jony:

CH₃COONa

CH₃COO- + Na⁺

wdpakże jony octanowe mogą istnieć w roztworze jedynie w takim stężeniu, jakie Hu % niewielkiego stopnia dysocjacji słabego kwasu octowego. Nadmiar tych jonów li bodli w reakcję protolityczną z cząsteczkami wody:

CH3COO- + H₂0

CH,COOH + OH-

Pnwstule jony OH" zakłócają równowagę jonową wody; w roztworze ustala się nowy Br fównowagi, w którym: c_H30+ < c_0H- i odczyn roztworu będzie zasadowy (pH > 7).

? Natomiast obecne w roztworze jony Na⁺ i OH^- nie łączą się nawzajem z sobą, gdyż BOH Jest mocnym elektrolitem i równowaga reakcji:

NaOH'-» Na⁺ + OH"

i|Nl całkowicie przesunięta w stronę prawą.

I lydroliza jonów octanowych jest reakcją protolityczną, w której biorą udział czą-•ItH /kl wody spełniające rolę kwasu sprzężonego z zasadą, tj. jonami octanowymi, fil nlii równowagi reakcji hydrolizy:

jlll odwrotnie proporcjonalna do stałej dysocjacji kwasu iC, przy czym K_w jest stałą dymu |it< j i wody. Wynika z tego, że hydroliza soli słabego kwasu i mocnej zasady jest tym Większa, im słabszy jest kwas, z którego pochodzi sól.

Miarą hydrolizy jest także stopień hydrolizy (a_fc) wskazujący, jaka część moli soli ulepi temu procesowi. Jeżeli c jest stężeniem soli w mol/dm³, to stężenie kwasu powstałego W wyniku hydrolizy i stężenie jonów OH"będzie wynosiło c • a_h, a stężenie anionów; octa-ftewych będzie równe: c • (1 - a_h), czyli:

K,.=

1 - a.

pl 11 o/,tworu soli słabego kwasu i mocnej zasady wynosi:

pH = Ya log - Vi log K_fl + Vi log c - Vi (log - log K_a + log c)

IŁ