Produs de solubilitate a hidroxidului de aluminiu. Produs de solubilitate. Metoda ion-electronica pentru prepararea OVR

6. Constanta de solubilitate. Solubilitate.

Într-un sistem format dintr-o soluție și un precipitat, au loc două procese - dizolvarea precipitatului și precipitarea. Egalitatea ratelor acestor două procese este o condiție a echilibrului.

O soluție saturată este o soluție care este în echilibru cu precipitatul.

Să aplicăm legea acțiunii masei la echilibrul dintre precipitat și soluție.

AgCl(solid) Ag + + Cl -

Deoarece = const, avem:

K = K SAgCl = V vedere generală avem:

A m B n (tv.) mA +n + nB -m și K S (A m B n) = m  n.

Solubilitate constantă K S (sau produsul de solubilitate PR) - produsul concentrațiilor ionilor într-o soluție saturată a unui electrolit ușor solubil - este o valoare constantă și depinde numai de temperatură.

Exemple de valori K S pentru un număr de săruri:

K S (AgCl) = 1,610 -10

K S (Ag 2 CrO 4) = 1,110 -12

K S (Ag 2 S) = 610 -50.

Solubilitate substanța ușor solubilă s poate fi exprimată în moli pe litru. În funcție de valoarea lui s, substanțele pot fi împărțite în slab solubile - s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые - 10 -4 моль/л  s  10 -2 моль/л и хорошо растворимые s >10 -2 mol/l.

Solubilitatea compușilor este legată de constanta lor de solubilitate. Pentru AgCl avem:

AgCl(solid) Ag + + Cl -

Solubilitate s - concentrația molară de AgCl în soluție:

s = = m/(MV) = s = = .

Prin urmare K S AgCl =  = s 2 și s=
.

În general, pentru A m B n avem: A m B n (tv.) mA +n + nB -m

K S (A m B n) = m  n = (ms) m (ns) n = m m n n s m+n .

Exemplu. Aflați solubilitatea AgCl (K S = 1,610 -10) și Ag 2 CrO 4 (K S = 1,210 -12).

Soluţie. AgCl Ag + + Cl - ,

K S = s 2 , s =
= 1,3410 -5 mol/l.

Ag 2 CrO 4 2Ag + + CrO 4 2-

K S = (2s) 2 s = 4s 3 , s =
= 6,510 -5 mol/l.

Deși, de obicei, este mai puțină solubilitate, K S mai scăzut, în în acest caz, pentru conexiuni diferite tipuri s(AgCl)< s(Ag 2 CrO 4), хотя K S (AgCl) >K S (Ag2CrO4).

Condiție de precipitare și dizolvare a sedimentului

Pentru echilibrul dintre precipitat și soluție - o soluție saturată - avem în cazul AgCl:

AgCl Ag + + Cl -  = K S .

Condiția de depunere se scrie astfel:  > K S

În timpul precipitațiilor, concentrațiile ionilor scad până la stabilirea echilibrului.

Condiția de dizolvare a unui precipitat sau existența unei soluții saturate se scrie astfel: < K S .

Pe măsură ce precipitatul se dizolvă, concentrația ionilor crește până la stabilirea echilibrului.

Efect comun de ioni

Adăugarea unui ion comun reduce solubilitatea compuşilor slab solubili.

Exemplu. Să găsim solubilitatea AgCl într-o soluție de NaCl 0,1 M.

Soluţie. AgCl Ag + + Cl -

K S AgCl =  = s  0,1 = 1,610 -10, s = 1,610 -9 mol/l.

Solubilitatea AgCl în apă (vezi mai sus) este 1,3410 -5 mol/l, solubilitatea AgCl în 0,1 M NaCl este 1,610 -9 mol/l, adică. De 10 de 4 ori mai puțin.

Efect de sare

Creșterea tăriei ionice a unei soluții crește solubilitatea compușilor slab solubili.

Deoarece concentrațiile de ioni formați în timpul disocierii compușilor slab solubili, precum și tăria ionică a soluțiilor rezultate, sunt mici, se dovedește a fi posibil să se utilizeze concentrațiile de ioni mai degrabă decât activitățile lor în expresiile K S. În cazurile în care electroliți puternici sunt prezenți în soluție, determinând o putere ionică ridicată a soluției, este necesar să se înlocuiască activitatea ionilor în expresia pentru K S.

Să determinăm solubilitatea AgCl în 0,1 M NaCl ținând cont de puterea ionică a soluției

AgCl Ag + + Cl -

Pentru 0,1M NaCl  = 0,1 și f Ag+ = f Cl - = 0,78.

K S = a Ag+ a Cl - = f Ag+ f Cl - = 0,78s0,780,1 = 1,610 -10 ,

s = 1,610 -9 /(0,78) 2 = 2,610 -9 M, adică de 1,64 ori mai mult decât fără a lua în considerare puterea ionică a soluției. Efectul de sare este semnificativ mai mic decât efectul ionului cu același nume.

Exemplu. Solubilitatea Mg(OH)2 este de 0,012 g/l. Găsiți K S .

Soluţie. M(Mg(OH) 2) = 58 g/mol, s = 0,12 g/l / 58 g/mol =

2,0710 -4 M.

Mg(OH) 2 Mg 2+ + 2OH -

K S =  2 = s(2s) 2 = 4s 3 = 4(2,0710 -4) 3 = 3,610 -11 .

Exemplu. Se formează un precipitat de PbCl 2 atunci când se amestecă volume egale de soluții de 0,1 M Pb(NO 3) 2 și 0,1 M NaCl, dacă K S (PbCl 2) =

Soluţie. După amestecarea soluțiilor, concentrațiile ionilor vor scădea la jumătate, adică. avem: = = = 0,05M, a = 0,1 M. Aflați puterea ionică a soluției:

 = 1/2(0,052 2 + 0,11 2 + 0,051 2 + 0,051 2) = 0,2.

Găsim coeficienții de activitate: f Pb2+ = 0,24 și f Cl - = 0,70.

Având pentru PbCl 2 Pb +2 + 2Cl -

K S PbCl2 = a Pb2+ a Cl - 2, calculați valoarea unui Pb2+ a Cl - 2 pentru soluția noastră:

a Pb2+ a Cl - 2 = f Pb2+ (f Cl -) 2 = 0,240,050,70 2 0,05 2 = 1,4710 -5, ceea ce este mai mic de PR PbCl2), (110,6) deci nu se formează precipitat.

7. Reacții redox

Reacții redox- sunt reactii care apar cu modificarea starii de oxidare a elementelor. Starea de oxidare este sarcina nominală a unui atom dintr-o moleculă, unde toate legăturile polare sunt considerate ionice.

Oxidare- Acesta este procesul de donare de electroni.

Recuperare este procesul de adăugare a electronilor.

Oxidant- este un atom, moleculă sau ion care acceptă electroni și își scade starea de oxidare, adică. este în curs de restaurare.

Agent reducător- este un atom, moleculă sau ion care donează electroni și îi crește starea de oxidare, adică. oxidează.

Agenți reducători și oxidanți tipici

Reductori: a) metale - cu cât potenţialul de ionizare este mai mic, cu atât proprietăţile reducătoare sunt mai puternice; b) compuși ai elementelor în stări inferioare de oxidare (NH 3, H 2 S, HBr, HI etc.), în care toți orbitalii sunt umpluți și pot dona doar electroni.

Agenți oxidanți: a) nemetale (F 2, Cl 2, Br 2, O 2 etc.) - cu cât afinitatea electronică este mai mare, cu atât proprietățile oxidante sunt mai puternice; b) ioni metalici în stări de oxidare ridicată (Fe 3+, Sn 4+, Mn 4+ etc.); c) compuși ai elementelor în stări superioare de oxidare (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, NaBiO 3, HNO 3, H 2 SO 4 (conc.), etc.), în care toți electronii de valență au fost deja cedați și nu pot fi decât agenți oxidanți.

Compușii elementelor în stări intermediare de oxidare (HNO2, H2SO3, H2O2 etc.) pot prezenta proprietăți oxidante și reducătoare în funcție de proprietățile redox ale celui de-al doilea reactiv.

H2S03 + 2H2S = 3S + 3H2O

oxidat restabili

H2SO3 + Br2 + H2O = H2SO4 + 2HBr

restabili oxidat

agent reducător (puternic)

agent de oxidare (slab)

agent reducător (slab)

agent oxidant (puternic)

agent reducător

agent reducător, agent oxidant

agent reducător, agent oxidant

oxidant

Agenții oxidanți, care acceptă electroni, adică reducându-se, trec în formă redusă:

F 2 + 2e  2F -

oxidat restabili

Agenții reducători, care renunță la electroni, adică oxidanți, trec în forma oxidată:

Na 0 - 1e  Na +

restabili oxidat

Astfel, atât agenții oxidanți, cât și cei reducători există în cei oxidați (mai mult grad înalt oxidarea elementului) și forme reduse (cu un grad mai scăzut de oxidare a elementului). În același timp, trecerea de la forma oxidată la forma redusă este mai tipică pentru agenții de oxidare, iar tranziția de la forma redusă la forma oxidată este tipică pentru agenții reducători. Procese inverse nu sunt tipice și nu credem, de exemplu, că F - este un agent reducător și Na + este un agent oxidant.

Echilibrul dintre formele oxidate si reduse se caracterizeaza prin potentialul redox, care depinde de concentratiile formelor oxidate si reduse, reactia mediului, temperatura etc. Se poate calcula prin Ecuația Nernst:

E = E o +

unde este concentrația molară a formei oxidate;

[Redus] - concentrația molară a formei reduse;

n este numărul de electroni care participă la semireacție;

E 0 - valoarea standard a potenţialului redox; E = E 0 dacă [Recuperare] = [Ok] = 1 mol/l;

Valorile potențialelor standard ale electrodului E 0 sunt date în tabele și caracterizează proprietățile oxidante și reducătoare ale compușilor: cu cât valoarea lui E 0 este mai pozitivă, cu atât proprietățile oxidante sunt mai puternice și cu atât valoarea E 0 este mai negativă, cu atât este mai negativă. mai puternice proprietăţile reducătoare.

De exemplu:

F 2 + 2e  2F - E 0 = 2,87 V - agent oxidant puternic

Na + + 1e  Na 0 E 0 = -2,71 V - agent reducător puternic

(procesul este întotdeauna înregistrat pentru reacțiile de reducere).

Deoarece reacția redox este o combinație a două semireacții, oxidare și reducere, se caracterizează prin diferența dintre potențialele standard ale electrodului oxidantului (E 0 ok) și reductorului (E 0 restaurare) - forta electromotoare(emf) E 0:

E 0 = E 0 ok - E 0 restaurare,

E.m.f. reacția E 0 este legată de modificarea energiei libere Gibbs G: G = -nFE 0, iar pe de altă parte, G este legată de constanta de echilibru K a reacției prin ecuația G = - 2.3RTlnK.

Din ultimele două ecuații rezultă relația dintre emf. și constanta de echilibru a reacției:

E = (2,3RT/nF)lnK.

E.m.f. reacții la alte concentrații decât cele standard (adică nu sunt egale cu 1 mol/l) E este egal cu:

E = E 0 - (2,3RT/nF)logK sau E = E 0 - (0,059/n)logK.

În cazul echilibrului, G = 0 și deci E =0. De unde E = (0,059/n)logK și K = 10 n E /0,059.

Pentru ca reacția să decurgă spontan, trebuie îndeplinită următoarea cerință: G<0 или К>>1, care corespunde condiției E 0 >0. Prin urmare, pentru a determina posibilitatea producerii acestei reacții redox, este necesar să se calculeze valoarea lui E 0. Dacă E 0 0, are loc reacția. Dacă E 0 0, reacția nu are loc.

Exemplul 1. Determinați posibilitatea apariției unei reacții

2FeCl 3 + 2KI  2FeCl 2 + 2KCl + I 2

Rezolvare: Constatăm că agentul de oxidare este ionul Fe +3, care se reduce la Fe +2, iar agentul reducător este I -, care este oxidat la I 2. Găsim din tabel valorile potențialelor standard ale electrodului: E 0 (Fe +3 /Fe +2) = 0,77 V și E 0 (I 2 /2I -) = 0,54 V. Calculăm E 0:

E 0 = E 0 ok - E 0 restaurare = 0,77 - 0,54 = 0,23 în 0.

Exemplul 2. Determinați posibilitatea apariției unei reacții

2 KMnO 4 + 16 HCl  2 KCl + 2 MnCl 2 + 5 Cl 2 + 8 H 2 O.

Soluţie. Constatăm că agentul de oxidare este ionul permanganat MnO 4 -, care se transformă în Mn +2, iar agentul reducător este ionul clorură, care se transformă în clor gazos Cl 2. Le determinăm potențialele din tabel: E 0 (MnO 4 - /Mn +2) = 1,51 V și E 0 (Cl 2 /2Cl -) = 1,36 V. Noi calculăm

E 0 = E 0 ok - E 0 restaurare = 1,51 - 1,36 = 0,15 v 0.

Reacția este posibilă, deoarece E 0  0.

Clasificarea OVR

1. Reacții intermoleculare de oxidare-reducere - agentul de oxidare și agentul de reducere fac parte din diferite substanțe:

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

restabili oxidat

2. Reacții de disproporționare - un element în stare intermediară de oxidare este un agent oxidant și un agent reducător:

2KOH + Cl2 = KCl + KClO + H2O

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

În aceste reacții, clorul și N +3 sunt agenți oxidanți și reducători.

3. Reacții de oxidare-reducere intramoleculare - agentul de oxidare și agentul de reducere fac parte dintr-o substanță:

2KClO3
2KCI + 3O2

NH4NO3N2O + 2H2O

În aceste reacții, O -2, CI +5 și N -3, N +5 sunt agenți reducători și, respectiv, agenți de oxidare.

Trebuie menționat că direcția ORR și natura produselor de reacție depind de proprietățile redox ale substanțelor care reacţionează și de natura mediului (acid, neutru sau alcalin). De exemplu, permanganatul de potasiu KMnO 4, care prezintă numai proprietăți oxidante, atunci când trece de la un mediu acid la unul neutru și alcalin, formează diferiți produși de reducere, iar potențialul său redox scade:

pH< 7: MnO 4 - + 5e  Mn +2 (бесцветный) Е 0 = +1,51 в

pH = 7: MnO 4 - + 3e  MnO 2 (maro) E 0 = +0,60 v

pH > 7: MnO 4 - + 1e  MnO 4 -2 (verde) E 0 = +0,56 V

Compușii de crom (VI) sunt agenți oxidanți puternici într-un mediu acid (E0 = +1,33 V), reduși la Cr +3, iar compușii de crom (III) prezintă capacitate de reducere într-un mediu alcalin (E0 = -0,13 V), oxidând în compuși ai cromului (VI).

pH  7: Cr 2 O 7 2- + 6e  2Cr +3 (albastru)

pH > 7: CrO 4 2- + 3e  3- (verde)

Peroxidul de hidrogen H 2 O 2, conţinând oxigen în starea intermediară de oxidare -1, prezintă proprietăţi oxidante sau reducătoare, iar în funcţie de pH-ul soluţiei, potenţialul de electrod al acesteia şi produsele la care este redus sau oxidat se modifică.

H 2 O 2 - agent de oxidare:

pH > 7: H 2 O 2 + 2H + + 2e 2H 2 O

pH  7: H 2 O 2 + 2e 2OH -

H 2 O 2 - agent reducător:

pH > 7: H 2 O 2 - 2e O 2 + 2H +

pH  7: H 2 O 2 + 2OH - - 2e O 2 + 2H 2 O

Astfel, pentru a scrie corect ORR, este necesar să se țină cont de condițiile pentru apariția acestei reacții.

Metoda ion-electronica pentru prepararea OVR

Metoda ion-electronică (sau metoda semireacției) este utilizată pentru a compila ORR care apar în soluții. Se bazează pe compilarea semireacțiilor individuale pentru procesele de reducere și oxidare sub formă de ecuații ion-moleculare. În acest caz, este necesar să se țină cont de regulile de scriere ecuații ionice reacții: electroliții puternici se scriu sub formă de ioni și electroliți slabiși substanțe slab solubile – sub formă de molecule.

Procedura de întocmire a OVR

1. Se scrie partea stângă a ecuației ORR moleculare, se determină agentul oxidant și agentul reducător.

2. Se scrie separat semireacțiile pentru procesele de reducere și oxidare sub formă de ecuații ionico-moleculare, în care părțile din stânga și din dreapta (excesul sau lipsa de oxigen pe partea stângă) sunt egalizate ținând cont de pH-ul soluție folosind molecule H 2 O, ioni H + sau OH - :

pH< 7: избыток [O] 2H + + [O]  H 2 O

pH = 7: exces de [O]H 2 O + [O]  2OH -

deficit de [O] H 2 O - [O]  2H +

pH > 7: exces de [O]H 2 O + [O]  2OH -

deficit de [O] 2OH - - [O]  H 2 O.

3. Sumele sarcinilor din partea stângă și dreaptă ale semireacțiilor sunt egalizate prin adăugarea sau scăderea electronilor. După aceasta, multiplicatorii sunt selectați pentru semireacții.

4. Ecuația ORR total ion-moleculară se scrie ținând cont de factori.

5. Se adaugă partea dreaptă a ecuației moleculare ORR și se transferă coeficienții din ecuația ion-moleculară.

Exemplul 1. Interacțiunea KMnO 4 cu Na 2 SO 3 într-un mediu acid.

1. Scrieți partea stângă a ecuației, determinați agentul oxidant și agentul reducător:

KMnO4 + Na2S03 + H2SO4 =

oxidat restabili miercuri

2. Compunem semireacții pentru procese de reducere și oxidare, ținând cont de mediul acid. Într-un mediu acid, ionul permanganat MnO 4 - este redus la ionul Mn 2+, iar ionul sulfit SO 3 2- este oxidat la ionul sulfat SO 4 2-:

MnO 4 -  Mn +2 - legăm excesul de oxigen cu ioni H +,

SO 3 2-  SO 4 2- - luăm oxigenul lipsă din apă și se eliberează ionii de H +.

Obținem următoarele semireacții:

MnO4 - + 8H +  Mn +2 + 4H2O

SO 3 2- + H 2 O  SO 4 2- + 2H +

3. Numărăm sumele sarcinilor din stânga și din dreapta ambelor semireacții și egalăm sarcinile folosind electroni, selectând factori:

5 SO 3 2- + H 2 O - 2e  SO 4 2- + 2H +

4. Scriem ecuația ORR total ion-molecular ținând cont de factorii:

2 MnO 4 - + 8H + + 5e  Mn +2 + 4H 2 O

2MnO 4 - + 16H + + 5SO 3 2- + 5H 2 O  2Mn +2 + 8H 2 O + 5SO 4 2- + 10H +

Reducem ionii de hidrogen și moleculele de apă și obținem:

5. Adăugăm partea dreaptă a ecuației moleculare și transferăm în ea coeficienții ecuației ion-moleculare. Ecuația finală va arăta astfel:

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 - + 8H + + 5e  Mn +2 + 4H 2 O

5 SO 3 2- + H 2 O - 2e  SO 4 2- + 2H +

2MnO 4 - + 6H + + 5SO 3 2-  2Mn +2 + 3H 2 O + 5SO 4 2-

Exemplul 2. Oxidarea azotatului de crom (III) cu peroxid de hidrogen într-un mediu alcalin - reacție calitativă pe ion Cr 3+. Într-un mediu alcalin, ionul Cr 3+ este oxidat la ionul cromat CrO 4 2-, care are o culoare galbenă.

2Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O 2 + 10KOH  2K 2 CrO 4 + 6KNO 3 + 8H 2 O

2Cr 3+ + 8OH - - 3e  CrO 4 2- + 4H 2 O

3H 2 O 2 + 2e  2OH -

2Cr 3+ + 10OH - + 3H 2 O 2  2CrO 4 2- + 8H 2 O

8. Compuși de coordonare

Coordonare(complex) conexiuni- sunt compuși cu o legătură donor-acceptor. Compușii de coordonare constau din ioni ai sferelor interioare și exterioare. În formula unui compus complex, ionii sferei interioare sunt încadrați între paranteze pătrate. Ionii sferei interioare - ioni complecși - constau dintr-un agent de complexare (ion central) și liganzi. Numărul de liganzi din sfera interioară a complexului se numește număr de coordonare. Denticitatea unui ligand este numărul de legături prin care un ligand dat este conectat la un agent de complexare.

Exemplu: K 3

1. Ionii sferei exterioare - 3K +

2. Ionul sferei interioare - 3-

3. Agent de complexare - Fe 3+

4. Ligand - CN -, dentația sa - 1

5. Număr de coordonare - 6

generală şi anorganicchimie. M.: Chimie, 1992--2004. Soloviev...

  • Chimie asigurarea calității pregătirii studenților pentru promovarea examenului unificat de stat la chimie (folosind exemplul temelor cursului „Chimie generală și anorganică”) manual educațional și metodologic

    Manual metodic

    Informații necesare pentru a repeta cursul " GeneralŞi anorganicchimie", și diferite niveluri de complexitate și... implementare sarcini de testare………………………………………….. Subiecte de curs „ GeneralŞi anorganicchimie" Legea periodicăși structura atomului…………………………………………….……

  • Manual de chimie generală și anorganică

    Drept

    GeneralŞi anorganicchimie: Manual. indemnizație / V.V. Baraguzina, I.V. Bogomolova, E.V. Fedorenko. - M.: ... standard și curriculum la disciplina" GeneralŞi anorganicchimie". Cartea vă va permite să obțineți rapid informațiile de bază...

    • Definiţie

    Să punem puțină sare puțin solubilă, de exemplu, AgCl, într-un pahar și să adăugăm apă distilată la precipitat. În acest caz, ionii Ag + și Cl -, care experimentează atracție din partea dipolilor de apă din jur, se desprind treptat de cristale și intră în soluție. Ciocnind în soluție, ionii Ag + și Cl - formează molecule de AgCl și se depun pe suprafața cristalelor. Astfel, în sistem apar două procese reciproc opuse, ceea ce duce la echilibru dinamic, când pe unitatea de timp în soluție trec același număr de ioni Ag + și Cl - pe măsură ce sunt precipitați. Acumularea ionilor Ag + și Cl - în soluție se oprește, rezultând în soluție saturată. În consecință, vom lua în considerare un sistem în care există un precipitat de sare puțin solubilă în contact cu o soluție saturată a acestei săruri. În acest caz, au loc două procese reciproc opuse:

    1) Tranziția ionilor de la precipitat la soluție. Viteza acestui proces poate fi considerată constantă la o temperatură constantă: V 1 = K 1 ;
    2) Precipitarea ionilor din soluție. Viteza acestui proces V 2 depinde de concentrația ionilor Ag + și Cl -. Conform legii acțiunii în masă:

    Deoarece acest sistem este într-o stare de echilibru, atunci

    V 1 = V 2
    k 2 = k 1

    • = k 2 / k 1 = const (la T = const)

    Astfel, produsul concentrațiilor ionilor dintr-o soluție saturată a unui electrolit puțin solubil la o temperatură constantă este constant dimensiune. Această cantitate se numește produs de solubilitate (SP).

    În exemplul dat, PRAgCl = . . În cazurile în care electrolitul conține doi sau mai mulți ioni identici, concentrația acestor ioni trebuie crescută la puterea corespunzătoare atunci când se calculează produsul de solubilitate.
    De exemplu, PRAg 2 S = 2

    • ; PRPbI 2 = 2

    În general, expresia produsului de solubilitate pentru un electrolit este A m B n
    PRA m B n = [A] m [B] n .
    Valorile produsului de solubilitate sunt diferite pentru diferite substanțe.
    De exemplu, PRCaCO 3 = 4,8

    • 10 -9; PRAgCI = 1,56 10 -10.

    PR este ușor de calculat, cunoscând solubilitatea compusului la un t° dat.

    Exemplul 1
    Solubilitatea CaCO3 este 0,0069 sau 6,9

    • 10 -3 g/l. Găsiți PRCaCO 3.

    Soluţie
    Să exprimăm solubilitatea în moli:
    SCaCO 3 = (6,9

    · 10 -3 ) / 100,09 = 6,9. 10 -5 mol/l

    MCaCO3
    Deoarece fiecare moleculă de CaCO 3 dă, atunci când este dizolvată, un ion de Ca 2+ și CO 3 2-, atunci
    = [C032-] = 6,9

    • 10 -5 mol/l,

    prin urmare, PRCaCO 3 = = 6,9 10 -5 6,9 10 -5 = 4,8 10 -9

    Cunoscând valoarea PR, se poate calcula, la rândul său, solubilitatea unei substanțe în mol/l sau g/l.

    Exemplul 2
    Produs de solubilitate PRPbSO 4 = 2,2

    • 10 -8 g/l.

    Care este solubilitatea PbSO4?

    Soluţie
    Să notăm solubilitatea PbSO 4 cu X mol/l. După ce au intrat în soluție, X moli de PbSO 4 vor da X ioni Pb 2+ și X SO 4 2- ii, adică:

    X
    PRPbS04 = =

    • < ПРAgCl - ненасыщенный раствор
    • = PRAgCl - soluție saturată
    • > PRAgCl - soluție suprasaturată


    Un precipitat se formează atunci când produsul concentrațiilor ionilor unui electrolit slab solubil depășește valoarea produsului său de solubilitate la o anumită temperatură. Când produsul ionic devine egal cu valoarea PR, precipitarea se oprește. Cunoscând volumul și concentrația soluțiilor amestecate, este posibil să se calculeze dacă un precipitat al sării rezultate va precipita.

    Exemplul 3
    Se formează un precipitat la amestecarea în volume egale de soluții 0,2 M de Pb(NO3)2 și NaCl.
    PRpbCl 2

    • 10 -4 .

    Soluţie
    La amestecare, volumul soluției se dublează și concentrația fiecărei substanțe scade la jumătate, adică. va deveni 0,1 M sau 1,0

    • 10 -1 mol/l. Concentrațiile de Pb 2+ și Cl - vor fi aceleași. Prin urmare, 2 = 1 10 -1 (1 10 -1) 2 = 1 10 -3. Valoarea rezultată depășește PRPbCl2 (2,4 10 -4). Prin urmare, o parte din sarea PbCl2 precipită. Din toate cele de mai sus, putem concluziona despre influența diverșilor factori asupra formării precipitațiilor.

    Efectul concentrației soluției
    Un electrolit puțin solubil cu o valoare PR suficient de mare nu poate fi precipitat din soluții diluate. De exemplu, un precipitat de PbCl2 nu se va forma atunci când sunt amestecate volume egale de soluții 0,1 M de Pb(NO3)2 și NaCI. La amestecarea în volume egale, concentrațiile fiecărei substanțe vor deveni 0,1 / 2 = 0,05 M sau 5

    • 10 -2 mol/l. Produs ionic 2 = 5 10 -2 (5 10 -2) 2 = 12,5 10 -5. Valoarea rezultată este mai mică decât PRPbCl2, prin urmare nu vor apărea precipitații.

    Influența cantității de precipitant
    Pentru o precipitare cât mai completă posibil, se folosește un exces de precipitant.
    De exemplu, precipităm sarea BaCO 3: BaCl 2 + Na 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2NaCl. După adăugarea unei cantități echivalente de Na2CO3, în soluție rămân ionii Ba2+, a cărei concentrație este determinată de valoarea PR.
    O creștere a concentrației de ioni de CO 3 2- cauzată de adăugarea unui exces de precipitant (Na 2 CO 3) va atrage după sine o scădere corespunzătoare a concentrației ionilor de Ba 2+ în soluție, adică. va crește gradul de completare a precipitării acestui ion.

    Influența aceluiași ion
    Solubilitatea electroliților puțin solubili scade în prezența altor electroliți puternici care au ioni cu același nume. Dacă se adaugă treptat o soluție de Na2SO4 la o soluție nesaturată de BaS04, atunci produs ionic, care a fost inițial mai mic decât PRBaSO 4 (1.1

    • 10 -10), treptat va atinge PR și îl va depăși. Vor începe să se formeze precipitații.

    Efectul temperaturii
    PR este o valoare constantă la o temperatură constantă. Odată cu creșterea temperaturii, PR crește, astfel încât depunerea este cel mai bine efectuată din soluții răcite.

    Dizolvarea sedimentelor

    Regula produsului de solubilitate este importantă pentru transformarea precipitatelor slab solubile în soluție. Să presupunem că trebuie să dizolvăm precipitatul de BaCO3. Soluţia în contact cu acest precipitat este saturată în raport cu BaC03.
    Aceasta înseamnă că = PRBaCO 3 .

    Dacă adăugați un acid la o soluție, ionii H + vor lega ionii CO 3 2- prezenți în soluție în molecule de acid carbonic fragil:
    2H + + CO 3 2- ® H 2 CO 3 ® H 2 O + CO 2 -
    Ca urmare, concentrația ionului CO 3 2- va scădea brusc, iar produsul ionic va deveni mai mic decât valoarea PRBaCO 3. Soluția va fi nesaturată în raport cu BaCO3 și o parte din precipitatul de BaCO3 va intra în soluție. Adăugând suficient acid, întregul precipitat poate fi adus în soluție. În consecință, dizolvarea precipitatului începe atunci când, din anumite motive, produsul ionic al unui electrolit slab solubil devine mai mic decât valoarea PR. Pentru a dizolva precipitatul, în soluție se introduce un electrolit, ai cărui ioni pot forma un compus ușor disociat cu unul dintre ionii electrolitului puțin solubil. Aceasta explică dizolvarea hidroxizilor puțin solubili în acizi

    Fe(OH)3 + 3HCI® FeCI3 + 3H20
    Ionii OH - se leagă în molecule de H 2 O ușor disociate.

    Masă. Produs de solubilitate (SP) și solubilitatea la 25°C a unor substanțe slab solubile

    Formula Solubilitate PR mol/l
    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
    Ag2CrO4 1,0 . 10 -4 4,05 . 10 -12
    BaSO4 7,94 . 10 -7 6,3 . 10 -13
    CaCO3 6,9 . 10 -5 4,8 . 10 -9
    PbCl2 1,02 . 10 -2 1,7 . 10 -5
    PbSO4 1,5 . 10 -4 2,2 . 10 -8

    Să luăm în considerare procesele care apar în timpul interacțiunii electrolitului slab solubil, dar puternic, BaSO4 cu apa. Sub influența dipolilor de apă, ionii Ba 2+ și SO 2- 4 din rețeaua cristalină vor trece în faza lichidă. Concomitent cu acest proces, sub influența câmpului electrostatic al rețelei cristaline, unii dintre ionii Ba 2+ și SO 2- 4 vor precipita din nou (Fig. 5.1). La o temperatură dată, echilibrul se va stabili în final în sistemul eterogen: viteza procesului de dizolvare ( v 1) va fi egală cu rata procesului de depunere ( v 2) adică v 1 = v2:

    BaSO 4 ↔ Ba 2+ + SO 2- 4

    Soluție în fază solidă

    Orez. 5.1. Se procesează într-o soluție saturată de sulfat de bariu

    Se numește o soluție în echilibru cu faza solidă BaSO4 bogat raportat la sulfatul de bariu.

    O soluție saturată este un sistem eterogen de echilibru, care se caracterizează printr-o constantă echilibru chimic:

    K x. p = a(Ba2+) a(SO42 - ) , (5.1)

    unde: a(Ba 2+) - activitatea ionilor de bariu; a(S02-4) - activitatea ionilor sulfat; a(BaSO 4) - activitatea sulfatului de bariu.

    Numitorul acestei fracții - activitatea BaSO 4 cristalin - este o valoare constantă egală cu unitatea. Produsul a două constante dă o nouă constantă numită solubilitate constantă termodinamică si denota K 0 s:

    K 0 s= a(Ba2+) a(SO2-4). (5,2)

    Această cantitate a fost numită anterior produs de solubilitate și desemnată PR.

    Astfel, într-o soluție saturată a unui electrolit puternic puțin solubil, produsul activităților de echilibru ale ionilor săi este o valoare constantă la o temperatură dată. Dacă presupunem că într-o soluție saturată a unui electrolit puțin solubil coeficientul de activitate f≈ 1, atunci activitatea ionilor în acest caz poate fi înlocuită cu concentrațiile lor, deoarece a(X) = f(X) C(X). Constanta de solubilitate termodinamica K 0 s va intra în constanta de solubilitate a concentrației K s:

    K s = C(Ba2+) C(SO2-4), (5,3)

    unde C(Ba 2+) și C(SO 2- 4) sunt concentrațiile de echilibru ale ionilor de Ba 2+ și SO 2- 4 (mol/l) într-o soluție saturată de sulfat de bariu electrolit puternic puțin solubil. Pentru a simplifica calculele, se utilizează de obicei constanta de solubilitate a concentrației Ks, luând f(X) = 1.



    Dacă un electrolit puternic ușor solubil formează mai mulți ioni la disociere, atunci în expresie K s(sau K 0 s) cuprinde puterile corespunzătoare egale cu coeficienții stoichiometrici:

    РbС1 2 ​​​​↔ Рb 2+ +2С1 - ; K s= C(Pb2+) C2(C1-);

    Ag 3 PO 4 ↔3Ag + + PO 3- 4 K s= C3 (Ag +) C (P03-4).

    În general, valoarea constantei de solubilitate a concentrației pentru un electrolit A t V p arata ca

    K s= C m (A n+) C p (V t -). (5,4)

    Dimensiune K s Se obișnuiește să se utilizeze numai pentru electroliții a căror solubilitate în apă nu depășește 0,01 mol/l.