6. 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 - это раствор, который находится в равновесии с осадком.
Применим закон действия масс к равновесию между осадком и раствором.
AgCl(тв.) Ag + + Cl -
Поскольку = const, имеем:
К = K SAgCl = В общем виде имеем:
A m B n (тв.) mA +n + nB -m и K S (A m B n) = 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.
Примеры величин K S для ряда солей:
K S (AgCl) = 1,610 -10
K S (Ag 2 CrO 4) = 1,110 -12
K S (Ag 2 S) = 610 -50 .
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 константой растворимости. Для AgCl имеем:
AgCl(тв.) Ag + + Cl -
Растворимость s - молярная концентрация AgCl в растворе:
s = = m/(MV) = s = = .
Отсюда K S AgCl = = s 2 и s=
.
В общем виде для A m B n имеем: A m B n (тв.) mA +n + nB -m
K S (A m B n) = m n = (ms) m (ns) n = m m n n s m+n .
Пример . Найти растворимость AgCl (K S =1,610 -10) и Ag 2 CrO 4 (K S = 1,210 -12).
Решение. AgCl Ag + + Cl - ,
K S = s 2 , s =
= 1,3410 -5 моль/л.
Ag 2 CrO 4 2Ag + + CrO 4 2-
K S = (2s) 2 s = 4s 3 , s =
= 6,510 -5 моль/л.
Хотя обычно растворимость тем меньше, чем меньше K S , в данном случае для соединений разных типов s(AgCl) < s(Ag 2 CrO 4), хотя K S (AgCl) > K S (Ag 2 CrO 4).
Условие осаждения и растворения осадка
Для равновесия между осадком и раствором - насыщенного раствора - имеем в случае AgCl:
AgCl Ag + + Cl - = K S .
Условие осаждения записывается в виде: > K S
В ходе осаждения концентрации ионов уменьшаются до установления равновесия.
Условие растворения осадка или существования насыщенного раствора записывается в виде: < K S .
В ходе растворения осадка концентрация ионов увеличивается до установления равновесия.
Эффект общего иона
Добавление общего иона уменьшает растворимость малорастворимых соединений.
Пример. Найдем растворимость AgCl в 0,1 М растворе NaCl.
Решение. AgCl Ag + + Cl -
K S AgCl = = s 0,1 = 1,610 -10 , s = 1,610 -9 моль/л.
Растворимость AgCl в воде (см. выше) равна 1,3410 -5 моль/л, растворимость AgCl в 0,1М NaCl - 1,610 -9 моль/л, т.е. в 10 4 раз меньше.
Солевой эффект
Увеличение ионной силы раствора увеличивает растворимость малорастворимых соединений.
Поскольку концентрации ионов, образующихся при диссоциации малорастворимых соединений, а также ионная сила получаемых растворов малы, то оказывается возможным использовать в выражениях K S концентрации ионов, а не их активности. В тех случаях, когда в растворе присутствуют сильные электролиты, обусловливающие большую ионную силу раствора, необходимо в выражении для K S подставлять активность ионов.
Определим растворимость AgCl в 0,1 М NaCl с учетом ионной силы раствора
AgCl Ag + + Cl -
Для 0,1М NaCl = 0,1 и f Ag+ = f Cl - = 0,78.
K S = a Ag+ a Cl - = f Ag+ f Cl - = 0,78s0,780,1 = 1,610 -10 ,
s = 1,610 -9 /(0,78) 2 = 2,610 -9 M, т. е. в 1,64 раза больше, чем без учета ионной силы раствора. Солевой эффект значительно меньше эффекта одноименного иона.
Пример . Растворимость Mg(OH) 2 равна 0,012 г/л. Найти K S .
Решение. М(Mg(OH) 2) = 58 г/моль, s = 0,12г/л / 58г/моль =
2,0710 -4 М.
Mg(OH) 2 Mg 2+ + 2OH -
K S = 2 = s(2s) 2 = 4s 3 = 4(2,0710 -4) 3 = 3,610 -11 .
Пример . Выпадает ли осадок PbCl 2 при смешивании равных объемов растворов 0,1M Pb(NO 3) 2 и 0,1M NaCl, если K S (PbCl 2) =
Решение. После смешивания растворов концентрации ионов уменьшатся в два раза, т.е. имеем: = = = 0,05M, а = 0,1 M. Находим ионную силу раствора:
= 1/2(0,052 2 + 0,11 2 + 0,051 2 + 0,051 2) = 0,2.
Находим коэффициенты активности: f Pb2+ = 0,24 и f Cl - = 0,70.
Имея для PbCl 2 Pb +2 + 2Cl -
K S PbCl2 = a Pb2+ a Cl - 2 , вычисляем величину a Pb2+ a Cl - 2 для нашего раствора:
a Pb2+ a Cl - 2 = f Pb2+ (f Cl -) 2 = 0,240,050,70 2 0,05 2 = 1,4710 -5 , что меньше, чем ПР PbCl2 (1,610 -5), поэтому осадка не образуется.
7. Окислительно-восстановительные реакции
Окислительно-восстановительные реакции - это реакции, которые идут с изменением степеней окисления элементов. Степень окисления - это условный заряд атома в молекуле, где все полярные связи считаются ионными.
Окисление - это процесс отдачи электронов.
Восстановление - это процесс присоединения электронов.
Окислитель - это атом, молекула или ион, который принимает электроны и понижает свою степень окисления, т.е. восстанавливается.
Восстановитель - это атом, молекула или ион, который отдаёт электроны и повышает свою степень окисления, т.е. окисляется.
Типичные восстановители и окислители
Восстановители: а) металлы - чем меньше потенциал ионизации, тем сильнее восстановительные свойства; б) соединения элементов в низших степенях окисления (NH 3 , H 2 S, HBr, HI и др.), у которых все орбитали заполнены и могут только отдавать электроны.
Окислители: а) неметаллы (F 2 , Cl 2 , Br 2 , O 2 и др.) - чем больше сродство к электрону, тем сильнее окислительные свойства; б) ионы металлов в высоких степенях окисления (Fe 3+ , Sn 4+ , Mn 4+ и др.); в) соединения элементов в высших степенях окисления (KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , NaBiO 3 , HNO 3 , H 2 SO 4 (конц.) и др.), у которых уже отданы все валентные электроны и могут быть только окислителями.
Соединения элементов в промежуточных степенях окисления (HNO 2 , H 2 SO 3 , H 2 O 2 и др.) могут проявлять окислительные и восстановительные свойства в зависимости от окислительно-восстановительных свойств второго реагента.
H 2 SO 3 + 2H 2 S = 3S + 3H 2 O
окисл. восст.
H 2 SO 3 + Br 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2HBr
восст. окисл.
восстановитель (сильный) |
||
окислитель (слабый) |
||
восстановитель (слабый) |
||
окислитель (сильный) |
||
восстановитель |
||
восстановитель, окислитель |
||
восстановитель, окислитель |
||
окислитель |
Окислители, принимая электроны, то есть, восстанавливаясь, переходят в восстановленную форму:
F 2 + 2e 2F -
окисл. восст.
Восстановители, отдавая электроны, то есть, окисляясь, переходят в окисленную форму:
Na 0 - 1e Na +
восст. окисл.
Таким образом, как окислители, так и восстановители существуют в окисленной (с более высокой степенью окисления элемента) и восстановленной (с более низкой степенью окисления элемента) формах. При этом для окислителей более характерен переход из окисленной в восстановленную форму, а для восстановителей характерен переход из восстановленной в окисленную форму. Обратные процессы не характерны, и мы не считаем, например, что F - является восстановителем, а Na + - окислителем.
Равновесие между окисленной и восстановленной формами характеризуется с помощью окислительно-восстановительного потенциала, который зависит от концентраций окисленной и восстановленной форм, реакции среды, температуры и т.д. Его можно рассчитать по уравнению Нернста :
E = E o +
где - молярная концентрация окисленной формы;
[Восст.] - молярная концентрация восстановленной формы;
n - число электронов, участвующих в полуреакции;
Е 0 - стандартное значение окислительно-восстановительного потенциала; Е = Е 0 , если [Восст.] = [Ок] = 1 моль/л;
Величины стандартных электродных потенциалов Е 0 приведены в таблицах и характеризуют окислительные и восстановительные свойства соединений: Чем положительнее величина Е 0 , тем сильнее окислительные свойства, и чем отрицательнее значение Е 0 , тем сильнее восстановительные свойства.
Например:
F 2 + 2e 2F - Е 0 = 2,87 в - сильный окислитель
Na + + 1e Na 0 Е 0 = -2,71 в - сильный восстановитель
(процесс всегда записывается для реакций восстановления).
Поскольку окислительно-восстановительная реакция представляет собой совокупность двух полуреакций, окисления и восстановления, то она характеризуется значением разности стандартных электродных потенциалов окислителя (Е 0 ок) и восстановителя (Е 0 восст) - электродвижущей силой (э.д.с.) Е 0:
Е 0 = Е 0 ок - Е 0 восст,
Э.д.с. реакции Е 0 связана с изменением свободной энергии Гиббса G: G = -nFЕ 0 , а с другой стороны, G связана с константой равновесия К реакции уравнением G = -2,3RTlnK.
Из последних двух уравнений следует зависимость между э.д.с. и константой равновесия реакции:
Е = (2,3RT/nF)lnK.
Э.д.с. реакции при концентрациях отличных от стандартных (т.е. не равных 1 моль/л) Е равна:
Е = Е 0 - (2,3RT/nF)lgK или Е = Е 0 - (0,059/n)lgK.
В случае равновесия G = 0 и следовательно Е =0. Откуда Е = (0,059/n)lgK и К = 10 n Е /0,059 .
Для самопроизвольного протекания реакции должно выполняться требование: G <0 или К>>1, которым соответствует условие Е 0 >0. Поэтому для определения возможности протекания данной окислительно-восстановительной реакции необходимо вычислить значение Е 0 . Если Е 0 0, реакция идет. Если Е 0 0, реакция не идет.
Пример 1. Определить возможность протекания реакции
2FeCl 3 + 2KI 2FeCl 2 + 2KCl + I 2
Решение: Находим, что окислителем является ион Fe +3 , восстанавливающийся до Fe +2 , а восстановителем - I - , окисляющийся до I 2 . Находим по таблице значения стандартных электродных потенциалов: E 0 (Fe +3 /Fe +2) = 0,77 в и E 0 (I 2 /2I -) = 0,54 в. Вычисляем Е 0:
Е 0 = Е 0 ок - Е 0 восст = 0,77 - 0,54 = 0,23 в 0.
Пример 2 . Определить возможность протекания реакции
2 KMnO 4 + 16 HCl 2 KCl + 2 MnCl 2 + 5 Cl 2 + 8 H 2 O.
Решение. Находим, что окислителем является перманганат-ион MnO 4 - , переходящий в Mn +2 , а восстановителем - хлорид-ион, переходящий в газообразный хлор Cl 2 . Определяем по таблице их потенциалы: E 0 (MnO 4 - /Mn +2) = 1,51 в и E 0 (Cl 2 /2Cl -) = 1,36 в. Вычисляем
Е 0 = Е 0 ок - Е 0 восст = 1,51 - 1,36 = 0,15 в 0.
Реакция возможна, так как Е 0 0.
Классификация ОВР
1. Реакции межмолекулярного окисления-восстановления - окислитель и восстановитель входят в состав разных веществ:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3
восст. окисл.
2. Реакции диспропорционирования - элемент в промежуточной степени окисления является окислителем и восстановителем:
2KOH + Cl 2 = KCl + KClO + H 2 O
3HNO 2 = HNO 3 + 2NO + H 2 O
В этих реакциях хлор и N +3 являются окислителями и восстановителями.
3. Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления - окислитель и восстановитель входят в состав одного вещества:
2KClO 3
2KCl + 3O 2
NH 4 NO 3 N 2 O + 2H 2 O
В этих реакциях О -2 , Cl +5 и N -3 , N +5 являются соответственно восстановителями и окислителями.
Следует отметить, что направление протекания ОВР и характер продуктов реакции зависят от окислительно-восстановительных свойств реагирующих веществ и характера среды (кислая, нейтральная или щелочная). Например, перманганат калия KMnO 4 , который проявляет только окислительные свойства, при переходе от кислой к нейтральной и щелочной среде образует разные продукты восстановления и его окислительно-восстановительный потенциал уменьшается:
pH < 7: MnO 4 - + 5e Mn +2 (бесцветный) Е 0 = +1,51 в
pH = 7: MnO 4 - + 3e MnO 2 (коричневый) Е 0 = +0,60 в
pH > 7: MnO 4 - + 1e MnO 4 -2 (зеленый) Е 0 = +0,56 в
Соединения хрома (VI) являются сильными окислителями в кислой среде (Е 0 = +1,33 в), восстанавливаются до Cr +3 , а соединения хрома (III) в щелочной среде проявляют восстановительную способность (Е 0 = -0,13 в), окисляясь в соединения хрома (VI).
pH 7: Cr 2 O 7 2- + 6e 2Cr +3 (синий)
pH > 7: CrO 4 2- + 3e 3- (зеленый)
Пероксид водорода Н 2 О 2 , содержащий кислород в промежуточной степени окисления -1, проявляет окислительные или восстановительные свойства, и в зависимости от рН раствора изменяются его электродный потенциал и продукты, до которых он восстанавливается или окисляется.
Н 2 О 2 - окислитель:
рН > 7: Н 2 О 2 + 2Н + + 2e 2Н 2 О
рН 7: Н 2 О 2 + 2e 2ОН -
Н 2 О 2 - восстановитель:
рН > 7: Н 2 О 2 - 2e О 2 + 2Н +
рН 7: Н 2 О 2 + 2ОН - - 2e О 2 + 2Н 2 О
Таким образом, для правильного написания ОВР следует обязательно учитывать условия протекания данной реакции.
Ионно-электронный метод составления ОВР
Ионно-электронный метод (или метод полуреакций) используется для составления ОВР протекающих в растворах. Основан он на составлении отдельных полуреакций для процессов восстановления и окисления в виде ионно-молекулярных уравнений. При этом необходимо учитывать правила написания ионных уравнений реакций: сильные электролиты записываются в виде ионов, а слабые электролиты и малорастворимые вещества - в виде молекул.
Порядок составления ОВР
1. Записывается левая часть молекулярного уравнения ОВР, определяется окислитель и восстановитель.
2. Записываются полуреакции отдельно для процессов восстановления и окисления в виде ионно-молекулярных уравнений, в которых левая и правая часть (избыток или недостаток кислорода в левой части) уравниваются с учетом рН раствора с помощью молекул Н 2 О, ионов Н + или ОН - :
рН < 7: избыток [O] 2H + + [O] H 2 O
рН = 7: избыток [O] H 2 O + [O] 2OH -
недостаток [O] H 2 O - [O] 2H +
рН > 7: избыток [O] H 2 O + [O] 2OH -
недостаток [O] 2OH - - [O] H 2 O.
3. Суммы зарядов в левой и правой частях полуреакций уравниваются путем прибавления или отнятия электронов. После этого подбираются множители к полуреакциям.
4. Записывается суммарное ионно-молекулярное уравнение ОВР с учетом множителей.
5. Дописывается правая часть молекулярного уравнения ОВР и переносятся в него коэффициенты из ионно-молекулярного уравнения.
Пример 1. Взаимодействие KMnO 4 c Na 2 SO 3 в кислой среде.
1. Записываем левую часть уравнения, определяем окислитель и восстановитель:
KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 =
окисл. восст. среда
2. Составляем полуреакции для процессов восстановления и окисления с учетом кислой среды. В кислой среде перманганат ион MnO 4 - восстанавливается до иона Mn 2+ , а сульфит ион SO 3 2- окисляется до сульфат иона SO 4 2- :
MnO 4 - Mn +2 - избыток кислорода связываем ионами Н + ,
SO 3 2- SO 4 2- - недостающий кислород берем из воды и выделяются ионы Н + .
Получаем следующие полуреакции:
MnO 4 - + 8Н + Mn +2 + 4Н 2 О
SO 3 2- + Н 2 О SO 4 2- + 2Н +
3. Считаем суммы зарядов в левой и правой частях обеих полуреакций и уравниваем заряды с помощью электронов, подбираем множители:
5 SO 3 2- + Н 2 О - 2e SO 4 2- + 2Н +
4. Записываем суммарное ионно-молекулярное уравнение ОВР с учетом множителей:
2 MnO 4 - + 8Н + + 5e Mn +2 + 4Н 2 О
2MnO 4 - + 16Н + + 5SO 3 2- + 5Н 2 О 2Mn +2 + 8Н 2 О + 5SO 4 2- + 10Н +
Сокращаем ионы водорода и молекулы воды и получаем:
5. Дописываем правую часть молекулярного уравнения и переносим в него коэффициенты и ионно-молекулярного. Итоговое уравнение будет иметь следующий вид:
2KMnO 4 + 5Na 2 SO 3 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
2 MnO 4 - + 8Н + + 5e Mn +2 + 4Н 2 О
5 SO 3 2- + Н 2 О - 2e SO 4 2- + 2Н +
2MnO 4 - + 6Н + + 5SO 3 2- 2Mn +2 + 3Н 2 О + 5SO 4 2-
Пример 2. Окисление нитрата хрома (III) пероксидом водорода в щелочной среде - качественная реакция на ион Cr 3+ . В щелочной среде ион Cr 3+ окисляется до хромат иона CrO 4 2- , имеющего желтую окраску.
2Cr(NO 3) 3 + 3Н 2 О 2 + 10KOH 2K 2 CrO 4 + 6KNO 3 + 8H 2 О
2Cr 3+ + 8OH - - 3e CrO 4 2- + 4H 2 O
3H 2 O 2 + 2e 2OH -
2Cr 3+ + 10OH - + 3Н 2 О 2 2CrO 4 2- + 8Н 2 О
8. Координационные соединения
Координационные (комплексные) соединения - это соединения с донорно-акцепторной связью. Координационные соединения состоят из ионов внутренней и внешней сфер. В формуле комплексного соединения ионы внутренней сферы заключаются в квадратные скобки. Ионы внутренней сферы - комплексные ионы - состоят из комплексообразователя (центрального иона) и лигандов. Число лигандов во внутренней сфере комплекса называется координационным числом. Дентатность лиганда - это число связей, которыми данный лиганд соединен с комплексообразователем.
Пример: K 3
1. Ионы внешней сферы - 3К +
2. Ион внутренней сферы - 3-
3. Комплексообразователь - Fe 3+
4. Лиганд - CN - , его дентатность - 1
5. Координационное число - 6
Общая и неорганическая химия . М.: Химия , 1992--2004. Соловьев...
Химия обеспечение качества подготовки учащихся к сдаче егэ по химии (на примере тем курса «общая и неорганическая химия») учебно - методическое пособие
Методическое пособиеНеобходимую информацию для повторения курса «Общая и неорганическая химия» , а различный уровень сложности и... выполнению тестовых заданий……………………………….. Темы курса «Общая и неорганическая химия» Периодический закон и строение атома …………………………………….…… ...
Общая и неорганическая химия Учеб
ЗаконОбщая и неорганическая химия : Учеб. пособие / В.В. Барагузина, И.В. Богомолова, Е.В. Федоренко. - М.: ... стандартом и учебной программой по дисциплине «Общая и неорганическая химия» . Книга позволит быстро получить основные...
Определение
Поместим в химический стакан какую-либо труднорастворимую соль, например, AgCl и добавим к осадку дистиллированной воды. При этом ионы Ag + и Cl - , испытывая притяжение со стороны окружающих диполей воды, постепенно отрываются от кристаллов и переходят в раствор. Сталкиваясь в растворе, ионы Ag + и Cl - образуют молекулы AgCl и осаждаются на поверхности кристаллов. Таким образом, в системе происходят два взаимно противоположных процесса, что приводит к динамическому равновесию, когда в единицу времени в раствор переходит столько же ионов Ag + и Cl - , сколько их осаждается. Накопление ионов Ag + и Cl - в растворе прекращается, получается насыщенный раствор . Следовательно, мы будем рассматривать систему, в которой имеется осадок труднорастворимой соли в соприкосновении с насыщенным раствором этой соли. При этом происходят два взаимно противоположных процесса:
1) Переход ионов из осадка в раствор. Скорость этого процесса можно считать постоянной при неизменной температуре: V 1 = K 1 ;
2) Осаждение ионов из раствора. Скорость этого процесса V 2 зависит от концентрации ионов Ag + и Cl - . По закону действия масс:
Так как данная система находится в состоянии равновесия, то
V 1 = V 2
k 2 = k 1
- = k 2 / k 1 = const (при T = const)
Таким образом, произведение концентраций ионов в насыщенном растворе труднорастворимого электролита при постоянной температуре является постоянной величиной . Эта величина называется произведением растворимости (ПР).
В приведенном примере ПРAgCl = . .
В тех случаях, когда электролит содержит два или несколько одинаковых
ионов, концентрация этих ионов, при вычислении произведения
растворимости должна быть возведена в соответствующую степень.
Например, ПРAg 2 S = 2
- ; ПРPbI 2 = 2
В общем случае выражение произведения растворимости для электролита A m B n
ПРA m B n = [A] m [B] n .
Значения произведения растворимости для разных веществ различны.
Например, ПРCaCO 3 = 4,8
- 10 -9 ; ПРAgCl = 1,56 10 -10 .
ПР легко вычислить, зная раcтворимость соединения при данной t°.
Пример 1
Растворимость CaCO 3 равна 0,0069 или 6,9
- 10 -3 г/л. Найти ПРCaCO 3 .
Решение
Выразим растворимость в молях:
SCaCO 3 = (6,9
· 10 -3 ) / 100,09 = 6,9 . 10 -5 моль/л
MCaCO 3
Так как каждая молекула CaCO 3 дает при растворении по одному иону Ca 2+ и CO 3 2- , то
= [ CO 3 2- ] = 6,9
- 10 -5 моль/л,
следовательно, ПРCaCO 3 = = 6,9 10 -5 6,9 10 -5 = 4,8 10 -9
Зная величину ПР, можно в свою очередь вычислить растворимость вещества в моль/л или г/л.
Пример 2
Произведение растворимости ПРPbSO 4 = 2,2
- 10 -8 г/л.
Чему равна растворимость PbSO 4 ?
Решение
Обозначим растворимость PbSO 4 через X моль/л. Перейдя в раствор, X молей PbSO 4 дадут X ионов Pb 2+ и X ионов SO 4 2- , т.е.:
X
ПРPbSO 4 = =
- < ПРAgCl - ненасыщенный раствор
- = ПРAgCl - насыщенный раствор
- > ПРAgCl - перенасыщенный раствор
Осадок образуется в том
случае, когда произведение концентраций ионов малорастворимого
электролита превысит величину его произведения растворимости при данной
температуре.
Когда ионное
произведение станет равным величине ПР, выпадение осадка прекращается.
Зная объем и концентрацию смешиваемых растворов, можно рассчитать,
будет ли выпадать осадок образующейся соли.
Пример 3
Выпадает ли осадок при смешении равных объемов 0,2 M растворов Pb(NO 3) 2 и NaCl.
ПРPbCl 2
- 10 -4 .
Решение
При смешении объем раствора возрастает вдвое и концетрация каждого из веществ уменьшится вдвое, т.е. станет 0,1 M или 1,0
- 10 -1 моль/л. Таковы же будут концентрации Pb 2+ и Cl - . Следовательно, 2 = 1 10 -1 (1 10 -1) 2 = 1 10 -3 . Полученная величина превышает ПРPbCl 2 (2,4 10 -4). Поэтому часть соли PbCl 2 выпадает в осадок. Из всего сказанного выше можно сделать вывод о влиянии различных факторов на образование осадков.
Влияние концентрации растворов
Труднорастворимый электролит с достаточно большой величиной ПР нельзя осадить из разбавленных растворов. Например, осадок PbCl 2 не будет выпадать при смешении равных объемов 0,1 M растворов Pb(NO 3) 2 и NaCl. При смешивании равных объемов концентрации каждого из веществ станут 0,1 / 2 = 0,05 M или 5
- 10 -2 моль/л. Ионное произведение 2 = 5 10 -2 (5 10 -2) 2 = 12,5 10 -5 . Полученная величина меньше ПРPbCl 2 , следовательно выпадения осадка не произойдет.
Влияние количества осадителя
Для возможно более полного осаждения употребляют избыток осадителя.
Например, осаждаем соль BaCO 3: BaCl 2 + Na 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2NaCl. После прибавления эквивалентного количества Na 2 CO 3 в растворе остаются ионы Ba 2+ , концентрация которых обусловлена величиной ПР.
Повышение концентрации ионов CO 3 2- , вызванное прибавлением избытка осадителя (Na 2 CO 3), повлечет за собой соответственное уменьшение концентрации ионов Ba 2+ в растворе, т.е. увеличит полноту осаждения этого иона.
Влияние одноименного иона
Растворимость труднорастворимых
электролитов понижается в присутствии других сильных электролитов,
имеющих одноименные ионы. Если к ненасыщенному раствору BaSO 4 понемногу прибавлять раствор Na 2 SO 4 , то ионное произведение, которое было сначала меньше ПРBaSO 4 (1,1
- 10 -10), постепенно достигнет ПР и превысит его. Начнется выпадение осадка.
Влияние температуры
ПР является постоянной величиной при
постоянной температуре. С увеличением температуры ПР возрастает,
поэтому осаждение лучше проводить из охлажденных растворов.
Растворение осадков
Правило произведения растворимости
важно для переведения труднорастворимых осадков в раствор. Предположим,
что надо растворить осадок BaСO 3 . Раствор, соприкасающийся с этим осадком, насыщен относительно BaСO 3 .
Это означает, что = ПРBaCO 3 .
Если добавить в раствор кислоту, то ионы H + свяжут имеющиеся в растворе ионы CO 3 2- в молекулы непрочной угольной кислоты:
2H + + CO 3 2- ® H 2 CO 3 ® H 2 O + CO 2 -
Вследствие этого резко снизится концентрация иона CO 3 2- , ионное произведение станет меньше величины ПРBaCO 3 . Раствор окажется ненасыщенным относительно BaСO 3 и часть осадка BaСO 3
перейдет в раствор. При добавлении достаточного количества кислоты
можно весь осадок перевести в раствор. Следовательно, растворение
осадка начинается тогда, когда по какой-либо причине ионное
произведение малорастворимого электролита становится меньше величины
ПР. Для того, чтобы растворить осадок, в раствор вводят такой
электролит, ионы которого могут образовывать малодиссоциированное
соединение с одним из ионов труднорастворимого электролита. Этим
объясняется растворение труднорастворимых гидроксидов в кислотах
Fe(OH) 3 + 3HCl ® FeCl 3 + 3H 2 O
Ионы OH - связываются в малодиссоциированные молекулы H 2 O.
Таблица. Произведение растворимости (ПР) и растворимость при 25°С некоторых малорастворимых веществ
Формула | Растворимость | ПР моль / л |
AgBr | 7,94 . 10 -7 | 6,3 . 10 -13 |
AgCl | 1,25 . 10 -5 | 1,56 . 10 -10 |
AgI | 1,23 . 10 -8 | 1,5 . 10 -16 |
Ag 2 CrO 4 | 1,0 . 10 -4 | 4,05 . 10 -12 |
BaSO 4 | 7,94 . 10 -7 | 6,3 . 10 -13 |
CaCO 3 | 6,9 . 10 -5 | 4,8 . 10 -9 |
PbCl 2 | 1,02 . 10 -2 | 1,7 . 10 -5 |
PbSO 4 | 1,5 . 10 -4 | 2,2 . 10 -8 |
Рассмотрим процессы, возникающие при взаимодействии малорастворимого, но сильного электролита BaSO 4 с водой. Под действием диполей воды ионы Ва 2+ и SO 2- 4 из кристаллической решетки будут переходить в жидкую фазу. Одновременно с этим процессом под влиянием электростатического поля кристаллической решетки часть ионов Ва 2+ и SO 2- 4 вновь будет осаждаться (рис. 5.1). При данной температуре в гетерогенной системе наконец установится равновесие: скорость процесса растворения (v 1) будет равна скорости процесса осаждения (v 2 ) т.е. v 1 = v 2:
BaSO 4 ↔ Ва 2+ + SO 2- 4
Твердая фаза Раствор
Рис. 5.1. Процессы в насыщенном растворе сульфата бария
Раствор, находящийся в равновесии с твердой фазой BaSO 4 , называется насыщенным относительно сульфата бария.
Насыщенный раствор представляет собой равновесную гетерогенную систему, которая характеризуется константой химического равновесия:
K х. р = a(Ba 2+) a(SO 4 2 - ) , (5.1)
где: а(Ва 2+) - активность ионов бария; а(SO 2- 4) - активность сульфат-ионов; a(BaSO 4) - активность сульфата бария.
Знаменатель этой дроби - активность кристаллического BaSO 4 - является постоянной величиной, равной единице. Произведение двух констант дает новую постоянную величину, которую называют термодинамической константной растворимости и обозначают К 0 s :
К 0 s = а(Ва 2+) а(SO 2- 4). (5.2)
Эту величину раньше называли произведением растворимости и обозначали ПР.
Таким образом, в насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита произведение равновесных активностей его ионов есть величина постоянная при данной температуре. Если принять, что в насыщенном растворе малорастворимого электролита коэффициент активности f ≈ 1, то активность ионов в таком случае можно заменить их концентрациями, так как а(Х) = f(X) С(Х). Термодинамическая константа растворимости К 0 s перейдет в концентрационную константу растворимости К s:
K s = C(Ba 2+) C(SO 2- 4), (5.3)
где С(Ва 2+) и C(SO 2- 4) - равновесные концентрации ионов Ва 2+ и SO 2- 4 (моль/л) в насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита сульфата бария. Для упрощения расчетов обычно пользуются концентрационной константой растворимости K s , принимая f (X) = 1.
Если малорастворимый сильный электролит образует при диссоциации несколько ионов, то в выражение К s (или К 0 s ) входят соответствующие степени, равные стехиометрическим коэффициентам:
РbС1 2 ↔ Рb 2+ +2С1 - ; К s = С(Рb 2+) С 2 (С1 -);
Ag 3 PO 4 ↔3Ag + + PO 3- 4 К s = С 3 (Ag +) С(PO 3- 4).
В общем виде значение концентрационной константы растворимости для электролита А т В п имеет вид
K s = C m (A n+) С п (В т -). (5.4)
Величиной К s принято пользоваться только в отношении электролитов, растворимость которых в воде не превышает 0,01 моль/л.