Растворы. Кристаллогидраты. Растворимость. Условия выпадения осадков. Произведение растворимости

Растворы. Кристаллогидраты. Растворимость. Условия выпадения осадков. Произведение растворимости.

Способы выражения концентрации растворов. Растворение жидкостей в жидкостях. Закон распределения. Экстракция. Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Константа и степень диссоциации. Активность и ионная сила раствора. Кислоты и основания. Диссоциация воды. Водородный показатель. Гидролиз солей.

Определение молекулярной массы различных веществ.

            Растворами называются гомогенные смеси переменного состава. Компонент, концентрация которого выше концентрации других компонентов, называется растворителем. Остальные компоненты раствора называются растворенными веществами. Растворитель, в отличие от растворенного вещества, при образовании раствора сохраняет свое фазовое состояние.  Различают газовые, твердые и жидкие растворы.

            В газовом растворе частицы слабо взаимодействуют друг с другом, поэтому газовые растворы можно считать физической смесью компонентов. Примером газового раствора является воздух, где растворителем можно считать азот (80%), а растворенными веществами – кислород (около 20%), диоксид углерода, пары воды и инертные газы (до 1%).  При невысоких давлениях газы смешиваются друг с другом в любых соотношениях, а при повышении давления растет растворимость в газах жидких и твердых веществ. Например, в пар высокого давления из жидкого раствора переходят соли, оксиды кремния и другие вещества.

            Твердые растворы – это сложные системы, в которых атомы различных элементов расположены в общей кристаллической решетке. Все кристаллические твердые тела способны образовывать твердые растворы; пределы растворимости растворяющегося компонента обычно узкие, хотя имеются системы с полной взаимной растворимостью, например, Cu-Ag, Ag- Au.

            К жидким растворам относятся растворы газов, жидкостей и твердых веществ в жидких растворителях. Различают водные и неводные растворы.

            Однородность растворов, отличающая их от механических смесей, в то же время делает их похожими на химические соединения. При растворении некоторых веществ выделяется или поглощается теплота, что свидетельствует о химическом взаимодействии между молекулами растворителя и растворяемого вещества. Однако, растворы отличаются от химических соединений тем, что их состав может меняться в широких пределах и что в растворе можно обнаружить свойства его отдельных компонентов.

            При растворении многих веществ их молекулы (или ионы) связываются с молекулами растворителя, образуя соединения, называемые сольватами или, в случае водных растворов, гидратами. Гидраты, как правило, неустойчивы и при выпаривании раствора разлагаются. Однако, некоторые гидраты настолько прочны, что при выделении растворенного вещества из раствора вода входит  в состав молекулы вещества. Такие вещества называются кристаллогидратами, а содержащаяся в них вода – кристаллизационной. Например, кристаллогидрат сульфата меди (медного купороса) имеет состав CuSO₄∙5H2O, кристаллогидрат сульфата натрия (глауберова соль) Na₂SO₄∙10H₂O, кристаллогидрат карбоната натря (соды) Na₂CO₃∙10H₂O, кристаллогидрат бората натрия (буры) Na₂B₂O₇∙10H₂O, кристаллогидрат тиосульфата натрия  Na₂S₂O₃∙5H₂O.

Рекомендуемые материалы

            Растворение кристалла в жидкости происходит за счет собственного колебательного движения молекул растворяемого вещества, а с другой стороны, вследствие силы притяжения молекул растворителя. Перешедшие в раствор молекулы, ударяясь о поверхность кристалла, вновь притягиваются к нему и опять входят в состав кристалла. В некоторый момент скорость растворения становится равной скорости кристаллизации вещества. При этом устанавливается динамическое равновесие: в единицу времени растворяется и кристаллизуется одинаковое количество молекул растворенного вещества. Такой раствор называется насыщенным.

            Растворимостью называется способность вещества растворяться в том или ином растворителе. Мерой растворимости служит содержание вещества в его насыщенном растворе. Чаще всего растворимость выражают в граммах растворенного вещества на 100 г растворителя при данной температуре. Эта величина называется коэффициентом растворимости.    Если в 100 г воды растворяется более 10 г вещества, последнее называется хорошо растворимым соединением; если менее 1 г – малорастворимым; а если в раствор переходит менее 0,01 г вещества, его называют практически нерастворимым.

При растворении твердого тела растворение прекращается, когда образуется насыщенный раствор, то есть когда между молекулами растворяемого вещества (соли) в кристалле и ионами его в растворе установится равновесие:  

                        СаSO₄  = Ca²⁺ + SO4^2-;

Константой равновесия данного процесса называется соотношение:

                        К = [Ca²⁺] [SO4^2-] / [CaSO₄]

Знаменатель дроби – концентрация твердой соли – представляет собой постоянную величину, которую можно ввести в константу равновесия и обозначить ПР. Тогда получаем:

                        [Ca²⁺] [SO4^2-] = ПР;

Таким образом, в насыщенном растворе электролита произведение концентраций его ионов есть величина постоянная. Эта величина характеризует способность электролита растворяться и называется его  произведением растворимости. Численное значение ПР легко найти, зная растворимость электролита. Например, растворимость сульфата кальция при 200С равна 1,5∙10^-2моль/л. Это значит, что в растворе концентрация каждого иона (кальция и сульфат - иона) также равна    1,5∙10^-2 моль/л. Следовательно, ПР этой соли равно (1,5∙10^-2)² = 2,25∙10^-4.

            Если электролит содержит два или несколько одинаковых ионов, их концентрации при вычислении ПР должны быть возведены в соответствующую степень. Например, ПР _PbJ2 = [Pb²⁺] [J^-]²;

            Чем меньше растворима соль, тем меньшее значение имеет ее произведение растворимости.   В тот момент, когда произведение концентраций ионов данного трудно растворимого соединения достигает величины его произведения растворимости при данной температуре, раствор становится насыщенным и при дальнейшем увеличении концентрации ионов происходит выпадение осадка.  Чем меньше значение ПР, тем быстрее данное трудно растворимое вещество выпадает в осадок. Из двух малорастворимых соединений в первую очередь будет осаждаться то, ПР которое меньше.

            В большинстве случаев используют ненасыщенные растворы; при этом растворы с относительно высоким содержанием растворенного вещества называют концентрированными, а с низким – разбавленными.

            Состав раствора (содержание в нем растворенного вещества) может выражаться различными способами, как при помощи безразмерных единиц (долей или процентов), так и через размерные величины – концентрации. В химической практике применяют следующие способы выражения концентрации растворов:

1. Массовая доля, или процентная концентрация – отношение (обычно выраженное в процентах) масса растворенного вещества к массе раствора. Например, 15% по массе водный раствор хлорида натрия – это такой раствор, который содержит в 100 г (или других единицах массы) 15 г (или других единиц массы) хлорида натрия и 85 г (или других единиц массы) воды.

2. Молярная (или мольная) доля – отношение количества молей растворенного вещества или растворителя к сумме молей всех составляющих раствор веществ. Для бинарной системы растворитель -растворенное вещество мольная доля растворенного вещества (N₂) равна

N₂ = n₂/(n₁ + n₂),       а мольная доля растворителя (N₁) равна

                                   N₁ = n₁/(n₁ + n₂).

Например, 100 г 36% раствора глюкозы (С₆H₁₂O₆) содержит 36 г глюкозы и 64 г воды. Определяем количество молей глюкозы  n₂   и воды n₁:

                          n₂  = 36/180 = 0,20  моль;

                          n₁ = 64/18 = 3,56 моль. Отсюда,

                       N₂ = n₂/(n₁ + n₂) = 0,20/(0,20+3,56) = 0,053;

                        N₁ = n₁/(n₁ + n₂) = 3,56/(0,20+5,56) = 0,947.

Сумма мольных долей всех компонентов раствора равна единице.

3. Молярная концентрация вещества, или молярность (М), - это отношение количества молей растворенного вещества к объему раствора, выраженному в литрах. (C=m/MV)  Другими словами, молярность – это количество молей растворенного вещества в одном литре раствора. Так, 2М раствор серной кислоты содержит 2 моля серной кислоты (или 2∙98 г), то есть молярная концентрация его равна 2 моль/л.

4. Моляльная концентрация, или моляльность (m) – это отношение количество молей растворенного вещества к массе растворителя, выраженной в кг. Например, 2m водный раствор серной кислоты содержит 2 моля (или 2∙98 г) серной кислоты на 1 кг растворителя (воды), то есть моляльность раствора равна 2моль/кг (H₂O). В отличие от молярности, моляльность не изменяется с изменением температуры.

5. Нормальная концентрация (или эквивалентная концентрация, или молярная концентрация эквивалента, или N, или н) -  отношение количества эквивалентов растворенного вещества к объему раствора в литрах (н=m/ЭV). Другими словами, нормальность – это количество эквивалентов растворенного вещества в одном литре раствора. Например, 2н раствора серной кислоты содержит 2 эквивалента серной кислоты, то есть нормальность раствора равна 2г-экв/л.  Зная, что эквивалент серной кислоты равен ее молекулярной (молярной) массе, деленной на основность кислоты, можно рассчитать молярность нормального раствора (1моль/л) и массу кислоты в 1 л раствора (98 г).

Нормальная концентрация растворов широко применяется в объемном анализе, когда необходимо точно знать объемы растворов полностью прореагировавших веществ. Поскольку все вещества реагируют пропорционально их эквивалентам, справедливо соотношение:

                        V₁N₁ = V₂N₂; или

 N₂ = V₁N₁/V₂.

Так, зная объемы прореагировавших веществ и нормальную концентрацию одного из них, можно определить неизвестную концентрацию и содержание вещества в растворе.

6. Титром раствора (Т) называется масса вещества в граммах, содержащаяся в 1 мл (см³) раствора. Титр выражается в г/мл. Например, в 1 мл раствора соляной кислоты с титром Т = 0,02 г/мл содержится 0,02 г HCl.

В процентных растворах, как правило, точность определения массы растворенного вещества не играет существенной роли. Напротив, при приготовлении растворов молярной, моляльной, нормальной концентрации и при определении титра раствора необходимо взвешивать растворенные вещества на точных аналитических весах (с точностью до пятого-шестого знака после запятой) и измерять соответствующие объемы при помощи градуированной мерной посуды.

            Жидкости также могут растворяться в жидких растворителях. Некоторые жидкости неограниченно растворимы друг в друге и смешиваются в любых соотношениях (например, этиловый спирт и вода), а другие взаимно растворяются до известного предела. Например, при смешивании диэтилового эфира с водой образуются два слоя: верхний представляет собой насыщенный раствор воды в эфире, а нижний – эфира в воде. С повышением температуры взаимная растворимость жидкостей увеличивается до тех пор, пока не будет достигнута температура (критическая температура растворения), при которой обе жидкости смешиваются неограниченно.

            В лабораторной и промышленной практике широко используется экстракция, то есть извлечение из одного растворителя растворенного в нем вещества другим растворителем. Это процесс основан на законе распределения.

            Если в систему, состоящую из двух несмешивающихся жидкостей, ввести третье вещество, растворимое в обеих жидкостях, то вещество будет распределяться между двумя жидкостями в соответствии с его растворимостью в каждой из них. По закону распределения, вещество способное растворяться в двух несмешивающихся растворителях, распределяется между ними так, что отношение его концентраций при постоянной температуре остается постоянным, независимо от общего количество растворенного вещества, или

                                   С₁/С₂ = К,

где С₁ и С₂ – растворимость вещества в первом и втором растворителях; К – коэффициент распределения.

            Например, коэффициент распределения йода между водой и хлороформом равен 130. Если к воде с растворенным в ней йодом добавить хлороформ, взболтать смесь, а затем дать ей отстояться (в делительной воронке), то концентрация йода в хлороформе окажется в 130 раз выше, чем в воде. Таким образом, из большого объема воды, содержащего небольшие количества йода можно экстрагировать йод сравнительно небольшим количеством хлороформа.

            Многие растворы, особенно водные растворы солей, кислот и оснований отличаются от других растворов тем, что проводят электрический ток (следовательно, содержат заряженные частицы), а также другими физическими свойствами (например, более высоким осмотическим давлением, повышением температуры кипения и понижением температуры замерзания в большей степени, чем это отвечает их концентрации).

            Причиной указанных явлений является электролитическая диссоциация, имеющая место в растворах солей, оснований и кислот, которые вследствие этого называются электролитами. Теорию электролитической диссоциации разработали С. Аррениус, И.А. Каблуков и Д.И. Менделеев.

            При растворении  кристаллов с ионной структурой и полярных молекул поляризация ионов и молекул молекулами полярного растворителя (воды) в сочетании с непрерывным колебательным движением атомов приводит к распаду полярной молекулы на ионы. Так, при растворении в воде хлороводорода происходит следующий процесс:

                                   HCl = H⁺ + Cl^-;

Аррениус отметил, что на ионы диссоциирует только часть молекул электролита, и ввел понятие степени диссоциации.

            Степенью диссоциации электролита называется отношение числа его молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул. Все электролиты можно разделить на сильные и слабые. Сильные электролиты в водных растворах диссоциируют практически нацело. Слабые электролиты диссоциируют только частично, в растворе устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами.

            К сильным электролитам относятся почти все соли; из важнейших оснований и кислот к ним относятся HNO₃, H₂SO₄, HClO₄, HCl, HBr, HJ, NaOH, KOH, Ba(OH)₂ и Ca(OH)₂.

            К слабым электролитам относятся большинство органических кислот, в том числе СН₃ООН, а из важнейших органических соединений к ним принадлежат H₂CO₃, H₂S, HCN, H₃SiO₃ и NH₄OH.

            Степень диссоциации обозначают греческой буквой альфа (α) и выражают либо в долях единицы, либо в процентах. Так, для 0,1н (децинормального) раствора уксусной кислоты степень диссоциации равна 0,0013 (или 1,3%), а для 0,1рн раствора синильной кислоты 10^-4 (или 0,01%).

Для слабых электролитов степень диссоциации выражают при помощи константы диссоциации. Константой диссоциации слабого электролита (например, уксусной кислоты, диссоциирующей по уравнению СН₃СООН = СН₃СОО^- + Н⁺) называют соотношение:

К = [H⁺] [CH3COO^-]/[CH₃COOH] = 2∙10^-5;

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Например, диссоциация угольной кислоты происходит в две ступени:

            1) H₂CO₃ = H⁺ + HCO3^-;     2) HCO₃^- = H⁺ + CO₃^2-.

Диссоциация по первой ступени характеризуется константой К₁ = = [H⁺] [HCO₃^-]/ [H₂CO₃] = 4,5∙10^-7, а диссоциация по второй ступени – константой К₂ = [H⁺] [CO₃ ^2-]/ [HCO₃^-] = 4,7∙10^-11. Суммарная константа диссоциации К = [H⁺]² [CO₃^2-]/ [H₂CO₃], Величины К₁, К₂  и К связаны соотношением: К = К₁К₂, причем К₁ меньше К₂.

            Таким же образом связаны константы ступенчатой диссоциации оснований.

Если обозначить концентрацию электролита на два иона через С, а степень его диссоциации через α, то концентрация каждого из ионов будет Сα, а концентрация недиссоциированных молекул С(1- α). Тогда уравнение для константы диссоциации приобретает вид:

 К= (Сα)²/С(1- α) или К = α²С/1- α.

Это уравнение выражает закон разбавления Оствальда.

 Для очень слабых электролитов, где α много меньше 1, ее величиной в знаменателе можно пренебречь. При этом уравнение приобретает вид:

 К = α²С, или

 α = (К/С)^1/2;

Из этого уравнения наглядно видно, что степень диссоциации возрастает при разбавлении раствора. Уравнение дает возможность вычислять степень диссоциации электролита при известной константе диссоциации.

            В растворах сильных электролитов молекулы почти полностью диссоциируют на ионы, поэтому количество ионов велико и расстояния между ними малы. При этом существенную роль играют силы притяжения между ионами, поскольку каждый ион окружен так называемой ионной атмосферой. «Тормозящее» действие ионной атмосферы приводит к понижению степени диссоциации; в связи с этим определяемая (по электрической проводимости) степень диссоциации называется кажущейся.

            Для оценки состояния ионов в растворах сильных электролитов вместо понятия «концентрация» пользуются понятием «активность». Активность иона равна его концентрации С, умноженной на коэффициент активности f;

 а = fC.                    

            В концентрированных растворах коэффициент активности обычно меньше единицы, а с разбавлением раствора приближается к этой величине. Природа ионов мало влияет на коэффициент активности. Можно считать, что коэффициент активности зависит только от заряда иона и ионной силы раствора. Ионной силой раствора называют полусумму произведений концентраций всех ионов в растворе на квадрат их заряда.

 I = ½(C₁z²₁ + C²z₂² + … + C_nz²_n);

Например, в растворе, содержащем 0,1 моль/л хлорида натрия и 0,1 моль/л хлорида бария, концентрация ионов натрия с зарядом +1 равна 0,1 моль/л; концентрация ионов бария с зарядом +2 равна 0,1 моль/л, а общая концентрация хлорид -ионов с зарядом –1 равна (0,1 + 2∙0,1). Таким образом, ионная сила этого раствора  равна:

                                   I = ½ [0,1∙1² + 0,1∙2² + 0,3∙ (-1)²] = 0,4;

            Значения констант диссоциации сильных кислот можно получить, заменяя концентрации ионов их активностями. Это дает возможность сравнивать, например, сильные кислоты. Так, для азотной, бромистоводородной, иодистоводородной, марганцевой, серной и соляной кислот константы диссоциации соответственно равны 46,3; 10⁹; 10¹¹; 200; 1000 (К₁) и 10^-2 (К₂); 10⁷.

            В свете теории электролитической диссоциации кислотами называются электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода.

            Для кислот вследствие наличия в их растворах ионов водорода характерны такие общие свойства, как:

• Способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей;
• Способность взаимодействовать с некоторыми металлами с выделением водорода;
• Способность изменять цвета индикаторов (в частности, вызывать красную окраску лакмуса);
• Кислый вкус.

В точки зрения теории электролитической диссоциации основания – это электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид – ионов. Вследствие этого основания имеют следующие общие свойства:

• Способность взаимодействовать с кислотами с образованием солей;
• Способность изменять цвета индикаторов (иначе, чем кислоты: лакмус синеет);
• Растворы оснований «мыльные» на ощупь.

Некоторые гидроксиды способны реагировать не только с кислотами, но и с основаниями. Например, при взаимодействии гидроксида цинка с соляной кислотой получается хлорид цинка:

            Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O; 

а при его реакции с гидроксидом натрия образуется цинкат натрия:

            Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + 2H₂O;

Такие гидроксиды (цинка, алюминия, свинца, олова и других металлов) называются амфотерными электролитами. Явление амфотерности объясняется тем, что диссоциация таких гидроксидов возможна по как по основному, так и по кислотному механизму. Например, гидроксид цинка Zn(OH)₂ можно представить в виде Н₂ZnO₂.

             В соответствии с протонной теорией кислот и оснований (Д. Бернстед, Дж. Льюис, 1923-24 гг.), кислотой является донор протона, а основанием – акцептор протона, то есть существует соотношение:

Основание + Протон = Кислота;

Связанные этим соотношением основание и кислота называются сопряженными. В зависимости от партнера одно и то же вещество можно рассматривать или как кислоту, или как основание. Например, воде по отношению к аммиаку является кислотой, а по отношению к фториду водорода – основанием:

            H₂O + NH₃ = OH^- + NH₄⁺;

            HF + H₂O = H₃O⁺ + F^-.

            Чистая вода, хоть и малой степени, но все-таки проводит электрический ток. Это объясняется небольшой диссоциацией молекул воды на ионы водорода и гидроксила:

                        H₂O = H⁺ + OH^-;

По величине электропроводности можно вычислить концентрацию ионов водорода и гидроксила в чистой воде. При 25⁰С она равна 10^-7 моль/л.

Константа диссоциации воды К = [H+] [OH^-]/[H₂O], или [H+] [OH^-] = К [H₂O].

Поскольку диссоциация воды очень мала, то концентрация недиссоциированных молекул воды  в воде равна практически общей концентрации воды, то есть 55,55 моль/л (1 л =1000 г : 18,02). Это величина постоянная и в разбавленных растворах. Заменяем правую часть уравнения повой константой К_Н2О и получаем:

            [H+] [OH^-] =   К_Н2О;

Для воды и разбавленных водных растворов при постоянной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксила есть величина постоянная.

            Эта величина называется ионным произведением воды. Подставляя значения концентраций ионов при 25⁰С, получаем для указанной температуры:

                        К_Н2О = [10^-7] [10^-7] = 10^-14;

Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксила одинаковы и равны 10^-7 моль/л (г-ион/л) называются нейтральными растворами.

В кислых растворах больше ионов водорода; в щелочных – больше ионов гидроксила.

Но какова бы ни была реакция раствора, произведение ионов водорода и гидроксила есть величина постоянная (10^-14).

            Более удобно выражать концентрации ионов в логарифмической форме. Вместо концентрации ионов водорода указывают ее десятичный логарифм с обратным знаком. Эта величина называется водородным показателем и обозначается рН.

            рН = - lg [H⁺];

Следовательно, в нейтральном растворе рН = 7; в кислом растворе рН меньше 7, а в щелочном растворе рН больше 7,

            Для измерения реакции раствора (рН) существуют различные способы. Приближено реакцию среды можно определить при помощи специальных реактивов -  индикаторов, - окраска которых меняется в зависимости от концентрации водородных ионов (рН). Наиболее распространенные индикаторы – это метиловый оранжевый (в кислой среде имеет красную окраску; в нейтральной оранжевую; в щелочной желтую), метиловый красный (красный – оранжевый - желтый), фенолфталеин (бесцветный – розовый – малиновый) и лакмус (красный – фиолетовый – синий). Более точные значения рН определяют электрометрическим методом, измеряя электропроводность раствора специальными приборами – рН – метрами или иономерами.

            Гидролизом называется взаимодействие вещества с водой. Важнейшим случаем гидролиза является гидролиз солей. Можно сказать, что при гидролизе происходит разложение солей водой.

            Гидролизу подвергаются соли слабых кислот и оснований. Соли, образованные сильными кислотами и основаниями, гидролизу не подлежат. Реакции гидролиза следует писать в ионном виде, так как молекулярное уравнение не дает представления о происходящих при гидролизе соли процессах.

            При гидролизе соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, реакция раствора будет щелочной. Гидролиз идет по аниону.

            СН₃СООNa + H₂O = CH₃COOH + NaOH;

            СН₃СОО ^- + Na⁺ + HOH = CH₃COOH + Na⁺ + OH^- ; или

            CH₃COO^- + HOH = CH₃COOH + OH^-;

При гидролизе соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием, реакция раствора будет  кислой. Гидролиз идет по катиону.

            NH₄Cl + H₂O = NH₄OH + HCl;

            NH₄⁺ + Cl^- + HOH = NH₄OH + H⁺ + Cl;

            NH₄⁺ + HOH = NH₄OH + H⁺;

Чем слабее кислота или основание, тем в большей степени подвергаются гидролизу  (разлагаются водой) их соли.

Гидролиз солей, образованных слабой многоосновной кислотой или основанием многовалентного металла идет ступенчато:

            Na₂CO₃ + H₂O = NaHCO₃ + NaOH;

1-я ступень: CO₃^2- + HOH = HCO₃^- + OH^-;

2-я ступень: HCO₃- + HOH = H₂CO₃ + OH^-;

Поскольку первая константа диссоциации всегда больше последующих, гидролиз по первой ступени всегда протекает в большей степени, чем гидролиз по второй и третьей ступени.

Аналогично происходит гидролиз соли, образованной основанием многовалентного металла:

            СuCl₂ + H₂O = СuOHCl + HCl;

1-я ступень: Сu²⁺ + HOH = CuOH⁺ + H⁺;

2-я ступень: CuOH⁺ + HOH = Cu(OH)₂ + H⁺;

Гидролиз по второй ступени протекает в ничтожно малой степени.

Особенно глубоко протекает гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой. Гидролиз катиона и гидролиз аниона взаимно усиливают друг друга.

            Аl(CH₃COO)₃ + H₂O = Al(OH)₃ + 3CH₃COOH;

            Al³⁺ + HOH = AlOH²⁺ + H⁺;

            AlOH²⁺ + HOH = Al(OH)₂⁺ + H⁺;

            Al(OH)₂+ + HOH = Al(OH)₃ + H⁺;

            3СH3COO ^-+3HOH = 3CH₃COOH + 3OH^-;

            3H⁺ + 3OH^- + 3H₂O

Ацетат алюминия гидролизуется необратимо и полностью, образуя малорастворимое соединение - гидроксид алюминия и малодиссоциированное соединение - уксусную кислоту. Ионы водорода и гидроксила образуют молекулы слабого электролита – воды, которая уходит из сферы реакции, тем самым, усиливая гидролиз катиона алюминия по второй и третьей ступени.

            При смешении растворов солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием и слабым основанием и сильной кислотой, гидролиз также взаимно усиливается. Так, при смешении растворов солей азотнокислого железа (III) и углекислого натрия выпадает осадок гидроксида железа (III) и выделяется углекислый газ вследствие разложения слабой угольной кислоты, образующейся вследствие гидролиза.

            2Fe(NO₃)₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Fe(OH)₃ + 3CO₂ + 6NaNO₃

            Fe³⁺ + HOH = Fe(OH)²⁺ + H⁺;

            Fe(OH)²⁺ + HOH = Fe(OH)₂⁺ + H⁺;

            Fe(OH)₂⁺ + HOH = Fe(OH)₃ + H⁺;

            СO₃^2- + HOH = HCO₃^- + OH^-;

            HCO₃^- + HOH = H₂CO₃ + OH^-;

Гидролиз отдельно взятых нитрата железа (III) и карбоната натрия ограничивается первой ступенью, однако при смешении растворов образующиеся ионы водорода и гидроксила связываются в молекулу слабого электролита – воды, который уходит из сферы реакции. Гидролиз каждой из солей усиливается и идет до полного разложения обеих солей.

            С гидролизом солей приходится считаться и в лабораторной, и в производственной практике. Подавить нежелательный гидролиз можно, добавляя кислоту в растворы, имеющие вследствие гидролиза кислую реакцию, и щелочь в растворы со щелочной реакцией.  Гидролиз является обратимым процессом, поэтому равновесие в растворах солей, подверженных гидролизу, можно сместить в ту или иную сторону.

            Используя различные свойства растворов, можно определить молекулярную массу растворенного вещества. Такими свойствами являются осмотическое давление раствора, понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения раствора при растворении вещества.

Осмотическое давление и закон Вант – Гоффа:

Если поместить в сосуд концентрированный раствор какого-либо вещества, например, сахара, а сверху осторожно налить менее концентрированный раствор его, то вначале молекулы сахара и воды будут распределены в объеме раствора неравномерно. Однако через некоторое время молекулы воды и сахара равномерно распределятся во всем объеме раствора вследствие диффузии молекул растворенного вещества концентрированного раствора в разбавленный, а молекул растворителя – из разбавленного раствора в концентрированный.

            Если между двумя растворами поместить полупроницаемую перегородку, через которую растворитель может проходить, а растворенное вещество не может, то выравнивание концентраций будет происходить только за счет перемещения молекул воды. Объем раствора будет при этом увеличиваться, а концентрация сахара в нем будет уменьшаться. Такая односторонняя диффузия через полупроницаемую перегородку называется осмосом.

Давление, создаваемое при увеличении объема раствора до прекращения диффузии молекул растворителя через перегородку, называется осмотическим давлением раствора (см. описание в учебнике «Общая химия» Н.Л.Глинки, стр.217).

Явление осмоса имеет место в природе. Оболочки клеток растений проницаемы для воды, но почти непроницаемы для веществ, растворенных во внутриклеточной жидкости; вода, проникая в клетки, создает в них избыточное давление, растягивая оболочки клеток и поддерживая их в напряженном состоянии.  Осмос является причиной питания клеток и многих других явлений. В промышленности осмос используют для опреснения воды. Солевой раствор (морскую воду) отделяют полупроницаемой мембраной от пресной воды и подвергают более высокому давлению, чем осмотическое давление раствора (это так называемый обратный осмос). В результате часть воды переходит в фазу пресной воды. Сконцентрированный солевой раствор заменяют свежими порциями подлежащей опреснению воды.

В 1886 году голландский химик Я.Г. Вант Гофф показал, что для разбавленных растворов неэлектролитов  зависимость осмотического давления от концентрации и температуры выражается уравнением (законом Вант Гоффа):

            P = CRT, где

Р – осмотическое давление раствора

С – его молярная концентрация

Т – абсолютная температура

R – универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/мольК

Или                PV = mRT/M, где

            m – масса растворенного вещества

            M – молекулярная масса растворенного вещества

            V – объем раствора

Пользуясь последней формулой, можно по величине осмотического давления определить неизвестную молекулярную массу растворенного вещества.

"Типология Л. Козера" - тут тоже много полезного для Вас.

            Например, если осмотическое давление раствора, в 250 мл которого содержится 3 г сахара при температуре 12⁰С, равно 83,14 кПа, то можно определить  молекулярную массу сахара: 83,140,25 = 38,314(373+12)/М; отсюда, М = 342г/моль.

            Индивидуальные вещества характеризуются строго определенными значениями температуры при переходе из одного агрегатного состояния в другое (температурой фазового перехода). Так, вода при атмосферном давлении (101,3 кПа) кипит при 100⁰С, а замерзает при 0⁰С.

            Присутствие растворенного вещества повышает температуру кипения раствора и понижает температуру его замерзания. В 1887 году французский химик Рауль установил закон (второй), в соответствии с которым для разбавленных растворов неэлектролитов повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания зависят от моляльной концентрации раствора:

                        Dt _кип = Em;              Dt_зам = Km, где

                        E –      эбулиоскопическая константа и

                        К – криоскопическая константа, зависящие только от природы растворителя, но не зависящие от природы растворенного вещества. Например, для воды К равна 1,86, а Е равна 0,52; для бензола К=5,07, Е=2,6.