А. Дроздов - Неорганическая химия

3. Гидролиз солей, в результате которого образуются малорастворимые или газообразные продукты, удаляю–щиеся из сферы реакции (принцип смещения равнове–сия), необратим. Например, гидролиз Pb(SO 4) 2проте–кает полностью вследствие образования осадка PbO 2:

Pb(SO 4) 2+ 2Н 2O → PbO 2 + 2H 2SO 4.

Гидролиз характерен для многих классов неоргани–ческих и органических соединений. Гидролиз неорга–нических соединений важен для оценки их токсично–сти. Гидролиз органических соединений применяют для получения ценных продуктов из древесины, жиров, эфиров и иного, но особенно важную роль гидролиз играет в жизнедеятельности живых организмов.

К обменным реакциям, протекающим в растворе элект–ролитов, относятся реакции осаждения и растворения.

Реакции осаждения сопровождаются выпадени–ем осадков.

Реакции, сопровождающиеся растворением осадков, называются реакциями растворения.

Широко используют системы, состоящие из осадка труднорастворимого электролита и насыщенного раст–вора над ним. В таких системах между насыщенным раствором и осадком устанавливается динамическое равновесие. Вследствие низкой растворимости концен–трация труднорастворимого электролита в растворе очень мала, поэтому можно считать, что в растворе он полностью диссоциирован. Иначе говоря, динамиче–ское равновесие в насыщенном растворе устанавлива–ется между твердой фазой вещества и перешедшими в раствор ионами. Например, в насыщенном растворе AgCl имеет место равновесие:

Ag Cl( T) → Ag + (p)+ Cl - (р) .

Концентрация твердой фазы AgCl как величина по–стоянная из выражения для константы равновесия ис–ключается. Вследствие этого константа равновесия определяется только произведением концентраций ио–нов в растворе и называется константой или произведе–нием растворимости. В общем случае для электролита Kt n An m константа растворимости определяется стехио-метрическим произведением концентраций ионов:

К пр= [Kt m+] n[An n–] m

Эта величина характеризует растворимость электро–лита при постоянной температуре в отсутствие посто–ронних веществ.

Постоянство К прне означает постоянства кон–центраций отдельных ионов в растворе. Так, можно увеличить концентрацию ионов Ag в насыщенном раст–воре AgCl, добавив, например, AgNO 3, при этом равно–весие по принципу Ле Шателье сместится влево, что приведет к увеличению скорости осаждения ионов. Через некоторое время скорости растворения AgCl и осажде–ния ионов Ag и Cl сравняются. Вновь установившееся равновесие будет, как и прежде, характеризоваться ве–личиной К пр(AgCl), но равновесные концентрации ио–нов Ag и Cl изменятся.

Таким образом, на основе К прможно прогнозиро–вать образование и растворение осадков электроли–тов на основе двух правил.

1. Электролит выпадает в осадок, когда стехиомет-рическое произведение концентраций его ионов в раст–воре больше константы растворимости.

2. Осадок электролита растворяется, когда стехио-метрическое произведение концентраций составляю–щих его ионов в растворе становится меньше констан–ты растворимости.

Реакции осаждения лежат в основе метода осажде–ния, который применяется в количественном анализе фармацевтических препаратов. Метод осаждения ис–пользуется в клиническом анализе хлоридов в моче, желудочном соке, крови, в санитарно-гигиенической практике – при анализе питьевой воды. Ученые счи–тают, что различная растворимость природных соеди–нений элементов в воде оказала большое влияние на их содержание в живых организмах. Между раствори–мостью соединений в воде и токсическим действием ионов ряда элементов имеется тесная взаимосвязь. Например, введение Al 3+ в организм вследствие обра–зования малорастворимого фосфата алюминия AlPO 4

Одним из основных понятий неорганической химии является понятие о степени окисления (СО).

Степенью окисления элемента в соединении на–зывается формальный заряд атома элемента, вычис–ленный из предположения, что валентные электроны переходят к атомам с большей относительной электро–отрицательностью (ОЭО) и все связи в молекуле сое–динения являются ионными.

Степень окисления элемента Э указывают вверху над символом элемента со знаком « + » или « – » перед цифрой.

Степень окисления ионов, реально существующих в растворе или кристаллах, совпадает с их зарядовым числом и обозначается аналогично со знаком « + » или « – » после цифры, например Cl -,Са 2+.