Продукт на разтворимост nis. Продукт на разтворимост

Определение

Нека поставим малко слабо разтворима сол, например AgCl, в бехерова чаша и добавим дестилирана вода към утайката. В този случай йони Ag + и Cl -, изпитващи привличане от околните водни диполи, постепенно се отделят от кристалите и преминават в разтвор. Сблъсквайки се в разтвор, йони Ag + и Cl - образуват молекули AgCl и се отлагат върху повърхността на кристалите. По този начин в системата протичат два взаимно противоположни процеса, което води до динамично равновесие, когато за единица време същият брой Ag + и Cl - йони преминават в разтвора, тъй като те се утаяват. Натрупването на Ag + и Cl - йони в разтвора спира, което води до наситен разтвор. Следователно ще разгледаме система, в която има утайка от умерено разтворима сол в контакт с наситен разтвор на тази сол. В този случай протичат два взаимно противоположни процеса:

1) Преход на йони от утайка към разтвор. Скоростта на този процес може да се счита за постоянна при постоянна температура: V 1 = K 1 ;
2) Утаяване на йони от разтвора. Скоростта на този процес V 2 зависи от концентрацията на Ag + и Cl - йони. Според закона за масовото действие:

Тъй като тази система е в състояние на равновесие, тогава

V 1 = V 2
k 2 = k 1

• = k 2 / k 1 = const (при T = const)

По този начин, продуктът на концентрациите на йони в наситен разтвор на слабо разтворим електролит при постоянна температура е постояненразмер. Това количество се нарича продукт на разтворимост (SP).

В дадения пример PRAgCl = . . В случаите, когато електролитът съдържа два или повече еднакви йона, концентрацията на тези йони трябва да се повиши до подходящата мощност при изчисляване на продукта за разтворимост.
Например PRAg 2 S = 2

• ; PRPbI 2 = 2

Като цяло изразът за продукта на разтворимост за електролит е A m B n
PRA m B n = [A] m [B] n .
Стойностите на продукта за разтворимост са различни за различните вещества.
Например, PRCaCO 3 = 4,8

• 10-9; PRAgCl = 1,56 10 -10.

PR е лесно да се изчисли, като се знае разтворимостта на съединението при даден t°.

Пример 1
Разтворимостта на CaCO 3 е 0,0069 или 6,9

• 10 -3 g/l. Намерете PRCaCO 3.

Решение
Нека изразим разтворимостта в молове:
SCaCO 3 = (6,9

· 10 -3 ) / 100,09 = 6,9. 10 -5 mol/l

MCaCO3
Тъй като всяка молекула CaCO 3 дава, когато се разтвори, един Ca 2+ и CO 3 2- йон, тогава
= [CO 3 2-] = 6,9

• 10 -5 mol/l,

следователно, PRCaCO 3 = = 6,9 10 -5 6,9 10 -5 = 4,8 10 -9

Познавайки стойността на PR, човек може от своя страна да изчисли разтворимостта на дадено вещество в mol/l или g/l.

Пример 2
Продуктът за разтворимост PRPbSO 4 = 2,2

• 10 -8 g/l.

Каква е разтворимостта на PbSO 4?

Решение
Нека означим разтворимостта на PbSO 4 с X mol/l. Преминавайки в разтвор, X мола PbSO 4 ще дадат X Pb 2+ йони и X SO 4 2- йони, т.е.:

х
PRPbSO 4 = =

• < ПРAgCl - ненасыщенный раствор

• = PRAgCl - наситен разтвор

• > PRAgCl - пренаситен разтвор

Утайка се образува, когато продуктът на концентрациите на йони на слабо разтворим електролит надвишава стойността на неговия продукт на разтворимост при дадена температура.Когато йонният продукт стане равен на PR стойността, утаяването спира. Познавайки обема и концентрацията на смесените разтвори, е възможно да се изчисли дали ще се утаи утайка от получената сол.

Пример 3
Образува ли се утайка при смесване на равни обеми от 0,2 М разтвори на Pb(NO 3) 2 и NaCl.
PRPbCl 2

• 10 -4 .

Решение
При смесване обемът на разтвора се удвоява и концентрацията на всяко вещество намалява наполовина, т.е. ще стане 0,1 M или 1,0

• 10 -1 mol/l. Концентрациите на Pb 2+ и Cl - ще бъдат еднакви. Следователно 2 = 1 10 -1 (1 10 -1) 2 = 1 10 -3. Получената стойност надвишава PRPbCl 2 (2,4 10 -4). Поради това част от солта PbCl2 се утаява. От всичко казано по-горе можем да заключим за влиянието на различни фактори върху образуването на валежи.

Ефект от концентрацията на разтвора
Умерено разтворим електролит с достатъчно голяма PR стойност не може да се утаи от разредени разтвори. Например, няма да се образува утайка от PbCl 2, когато се смесят равни обеми от 0,1 М разтвори на Pb(NO 3) 2 и NaCl. При смесване на равни обеми, концентрациите на всяко вещество ще станат 0,1 / 2 = 0,05 M или 5

• 10 -2 mol/l. Йонен продукт 2 = 5 10 -2 (5 10 -2) 2 = 12,5 10 -5. Получената стойност е по-малка от PRPbCl 2, следователно няма да има утаяване.

Влияние на количеството на утаителя
За възможно най-пълно утаяване се използва излишък от утаител.
Например, ние утаяваме солта BaCO 3: BaCl 2 + Na 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2NaCl. След добавяне на еквивалентно количество Na 2 CO 3, Ba 2+ йони остават в разтвора, чиято концентрация се определя от стойността на PR.
Увеличаването на концентрацията на CO 3 2- йони, причинено от добавянето на излишък от утаител (Na 2 CO 3), ще доведе до съответно намаляване на концентрацията на Ba 2+ йони в разтвора, т.е. ще увеличи пълнотата на утаяването на този йон.

Влияние на същия йон
Разтворимостта на слабо разтворимите електролити намалява в присъствието на други силни електролити, които имат йони със същото име. Ако разтвор на Na 2 SO 4 постепенно се добави към ненаситен разтвор на BaSO 4, тогава йонният продукт, който първоначално е бил по-малък от PRBaSO 4 (1,1

• 10 -10), постепенно ще достигне PR и ще го надхвърли. Ще започнат да се образуват валежи.

Ефект на температурата
PR е постоянна стойност при постоянна температура. С повишаване на температурата PR се увеличава, така че отлагането се извършва най-добре от охладени разтвори.

Разтваряне на утайки

Правилото за продукта на разтворимост е важно за превръщането на слабо разтворимите утайки в разтвор. Да приемем, че трябва да разтворим утайката BaCO3. Разтворът в контакт с тази утайка е наситен по отношение на BaCO 3 .
Това означава, че = PRBaCO 3 .

Ако добавите киселина към разтвор, Н + йоните ще свържат CO 3 2- йоните, присъстващи в разтвора, в молекули на крехка въглена киселина:
2H + + CO 3 2- ® H 2 CO 3 ® H 2 O + CO 2 -
В резултат на това концентрацията на CO 3 2- йон рязко ще намалее и йонният продукт ще стане по-малък от стойността PRBaCO 3. Разтворът ще бъде ненаситен по отношение на BaCO 3 и част от BaCO 3 утайката ще премине в разтвор. Чрез добавяне на достатъчно киселина цялата утайка може да се превърне в разтвор. Следователно разтварянето на утайката започва, когато по някаква причина йонният продукт на слабо разтворим електролит стане по-малък от стойността на PR. За да се разтвори утайката, в разтвора се въвежда електролит, чиито йони могат да образуват слабо дисоциирано съединение с един от йоните на слабо разтворимия електролит. Това обяснява разтварянето на трудноразтворимите хидроксиди в киселини

Fe(OH) 3 + 3HCl ® FeCl 3 + 3H 2 O
OH - йони се свързват в леко дисоциирани молекули H 2 O.

Таблица. Продукт на разтворимост (SP) и разтворимост при 25°C на някои слабо разтворими вещества

Формула	Разтворимост	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

PODILY РАЗТВОР ЕЛЕКТРОЛИТ

Законът за действието на масите е приложим за хетерогенна равновесна система, състояща се от кристали на слабо разтворим електролит (сол, основа, киселина) и неговите йони в наситен разтвор. Нека разгледаме равновесията, наблюдавани в наситен разтвор на някакво слабо разтворимо вещество, например CaSO 4. В тази система утайката е в равновесие с наситен разтвор на това вещество:

СaSO 4 Ca 2+ + SO 4 2–

разтвор на утайка

Когато се установи хетерогенно йонно равновесие, толкова йони преминават в разтвора за единица време, колкото се връщат в утайката (поради незначителната разтворимост приемаме, че степента на йонизация на електролита в разтвора е равна на 1). Равновесната константа за процеса на разтваряне на утайката има следната форма:

откъдето K∙ TV = ∙

Концентрацията на твърдо вещество е постоянна стойност:

TV = конст.

Като се има предвид това, K∙ твърдо вещество като произведение на две постоянни величини също може да се счита за постоянна стойност, определена постоянна характеристика на дадено вещество. Тази константа се нарича продукт на разтворимост. Означава се с PR:

Установено е, че за наситен разтвор на калциев сулфат продуктът на разтворимост при 25 o C е 3,72∙10 -5 g-ion 2 /l 2.

Продуктът на разтворимост характеризира разтворимостта на електролитите. За бинарни електролити разтворимостта е числено равна на

с = √PR.

Като цяло, ако слабо разтворим електролит има сложен състав A n B m и неговата дисоциация произвежда повече от два йона:

A n B m ↔ nA a + + mB b – ,

тогава в израза за равновесната константа концентрациите на йони се записват в степени, равни на стехиометричните коефициенти нИ м.

PR = n [B b – ] m

следователно за наситен воден разтвор на слабо разтворим електролит, произведението на равновесните моларни концентрации на неговите йони в степени, равни на стехиометричните коефициенти при дадена температура, е постоянна стойност, наречена продукт на разтворимост.

Чрез сравняване на стойностите на продуктите за разтворимост на слабо разтворими соли можете да видите коя от тях се разтваря по-добре (Таблица 15).

PR стойностите се използват в общата химия, аналитичната химия, хидрохимията, океанската химия, екологията и др., тъй като позволяват количествена оценка на:

условия за образуване и разтваряне на утайки;

Стойността на PR предполага условието за образуване и разтваряне на утайката:

Ако n [B b – ] m = PR, тогава утайката е в равновесие с разтвора (наситен разтвор);

Ако n [B b – ] m > PR, тогава се образува утайка (пренаситен разтвор);

Ако n [B b – ] m< ПР, то осадок растворяется (ненасыщенный раствор).

Таблица 15.

Продукт на разтворимост на някои

слабо разтворими електролити при 25 o C

Електролит		Електролит		Електролит

По този начин, ако по време на определена химична реакция произведението на концентрациите на участващите в нея йони стане по-голямо от произведението на разтворимостта, тогава се утаява утайка от слабо разтворимо вещество. И обратно, ако продуктът на концентрациите на йоните на даден електролит в неговия наситен разтвор в резултат на една или друга реакция стане по-малък от продукта на разтворимостта на йоните на този електролит, тогава утайката преминава в разтвор.

От всичко казано по-горе можем да заключим за влиянието на различни фактори върху образуването на валежи.

Ефект от концентрацията на разтвора. Умерено разтворим електролит с достатъчно голяма PR стойност не може да се утаи от разредени разтвори.Например, няма да се образува утайка от PbCl 2, когато се смесят равни обеми от 0,1 М разтвори на Pb(NO 3) 2 и NaCl. При смесване на равни обеми, концентрациите на всяко вещество ще станат 0,1 / 2 = 0,05 M или 5·10 -2 mol/l. Йонен продукт · 2 = 5·10 -2 ·(5·10 -2) 2 = 12,5·10 -5. Получената стойност е по-малка от PR(PbCl 2), следователно няма да има утаяване.

Влияние на количеството на утаителя.За възможно най-пълно утаяване се използва излишък от утаител. Например, ние утаяваме солта BaCO 3:

BaCl 2 + Na 2 CO 3 → BaCO 3 ↓ + 2NaCl.

След добавяне на еквивалентно количество Na 2 CO 3, Ba 2+ йони остават в разтвора, чиято концентрация се определя от стойността на PR. Увеличаването на концентрацията на CO 3 2- йони, причинено от добавянето на излишък от утаител (Na 2 CO 3), ще доведе до съответно намаляване на концентрацията на Ba 2+ йони в разтвора, т.е. ще увеличи пълнотата на утаяването на този йон.

Влияние на същия йон.Разтворимостта на слабо разтворимите електролити намалява в присъствието на други силни електролити, които имат йони със същото име. Ако разтвор на Na 2 SO 4 постепенно се добави към ненаситен разтвор на BaSO 4, тогава йонният продукт, който първоначално е бил по-малък от PR (BaSO 4) (1,1·10 -10), постепенно ще достигне PR и ще го надхвърли . Ще започнат да се образуват валежи.

Това се използва например при утаяване на ценни метали. Например PR на AgCl във вода = 1,6×10 -10. Концентрацията на сребро в такъв разтвор върху AgCl ще бъде

Много ли е или малко? Това са 1,4 mg сребро, излято с всеки литър миещи течности във фабриката за филми. Ако изплакнем не с вода, а с 0,1 N разтвор на NaCl, тогава

PR/ = 1,6×10 -9 mol/l,

тези. концентрацията на сребро, отнесено в разтвора, ще намалее 10 000 пъти.

Ефект на температурата. PR е постоянна стойност при постоянна температура. С повишаване на температурата PR се увеличава, така че отлагането се извършва най-добре от охладени разтвори.

Разтваряне на утайки.Правилото за продукта на разтворимост е важно за превръщането на слабо разтворимите утайки в разтвор. Да приемем, че трябва да разтворим утайката BaCO3. Разтворът в контакт с тази утайка е наситен по отношение на BaCO 3. Това означава, че

· = PR(BaCO3).

Ако добавите киселина към разтвор, Н + йоните ще свържат CO 3 2- йоните, присъстващи в разтвора, в молекули на крехка въглена киселина:

2H + + CO 3 2- → H 2 CO 3

В резултат на това концентрацията на CO 3 2- йон рязко ще намалее и йонният продукт ще стане по-малък от PR стойността (BaCO 3). Разтворът ще бъде ненаситен по отношение на BaCO 3 и част от BaCO 3 утайката ще премине в разтвор. Чрез добавяне на достатъчно киселина цялата утайка може да се превърне в разтвор. Следователно разтварянето на утайката започва, когато по някаква причина йонният продукт на слабо разтворим електролит стане по-малък от стойността на PR. За да се разтвори утайката, в разтвора се въвежда електролит, чиито йони могат да образуват слабо дисоциирано съединение с един от йоните на слабо разтворимия електролит. Това обяснява разтварянето на трудноразтворимите хидроксиди в киселини

Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O

OH‾ йони се свързват в леко дисоциирани H 2 O молекули.

Познавайки PR, е възможно да се обясни защо някои вещества се разтварят, а други не. Обратно, лесно е да се обясни защо някои вещества се утаяват, а други не.

Например FeS се разтваря в солна киселина, но CuS не:

FeS + 2HCl → FeCl 2 + H 2 S

Стойностите на PR (FeS) = 3,7 · 10 –19, PR (CuS) = 8,5 · 10 – 45. От това следва, че в случай на меден сулфид в наситен разтвор има много малко S 2– йони и H молекули 2 S няма да се образува и следователно равновесието в наситен разтвор на меден сулфид няма да бъде нарушено. Утайката няма да се разтвори. В случая на железен (II) сулфид има достатъчно сулфидни йони, за да образуват H 2 S молекули и равновесието се измества надясно. Утайката от железен (II) сулфид се разтваря.

Друг пример: FeS не се утаява от разтвор от H 2 S, а се утаява от (NH 4) 2 S разтвор:

FeCl2 + H2S ≠

FeCl 2 + (NH 4) 2 S = FeS↓ + 2NH 4 Cl

Сероводородната киселина е слаба (K 2 = 1·10 –14). Следователно няма достатъчно S 2- йони, за да изпълни условието

> PR,

и не пада утайка.

Амониевият сулфид е силен електролит и има достатъчно сулфидни йони, за да изпълни горното условие. И това води до валежи.

Продуктът на разтворимост може да се използва за селективно отделяне на йони чрез утаяване от разтвори.

Например, помислете за отлагането йони Ba 2+ и Sr 2+ от разтвор, съдържащ 0,010 mol/l BaCl 2 и 0,020 mol/l SrCl 2, като се използва концентриран разтвор на Na 2 SO 4 .

PR на бариеви и стронциеви сулфати се определя от съотношенията

PR = = 1,5·10 –9 ;

PR = 7,6·10 –7.

Следователно, утаяването на бариев сулфат в присъствието на 0,010 mol/l Ba 2+ йони няма да настъпи, докато концентрацията на SO 4 2- йон достигне

1,5·10 –9 / 0,010 = 1,5·10 –7 mol/l.

Утаяването на стронциев сулфат ще започне при концентрация на сулфатен йон, равна на

7,6·10 –7 / 0,020 = 3,8·10 –5 mol/l.

Следователно бариевите йони ще започнат да се утаяват първи. Когато концентрацията на сулфатните йони достигне 3,8·10 –5 mol/l, ще започне утаяването на стронциев сулфат. Дотогава решението ще остане

1,5 10 –9 / 3,8 10 –5 = 3,9 10 –5 mol/l.

Това ще бъде само 0,39% от първоначалното количество бариеви йони. Останалите 99,6% от бариевите йони ще се утаят преди стронциевият сулфат да се утаи.

Страница 1

УРОК №

Предмет:Хетерогенни равновесия. Константа на разтворимост.

Мотивация за изучаване на темата.В биологичните течни среди преобладават хетерогенните, а не хомогенните равновесия. Изследването на тези равновесия и посоката на техните измествания е от не малко практическо значение за разбирането на моделите на образуване и разтваряне на слабо разтворими вещества в тялото.

Учените, които изучават биологичната еволюция, смятат, че различната разтворимост на природните съединения във вода оказва голямо влияние върху тяхното изобилие в живите организми. Съществува тясна връзка между разтворимостта на съединенията във вода и токсичния ефект на йоните на редица елементи. Например, въвеждането на йони Al 3+ в тялото поради образуването на слабо разтворим AlPO 4 води до рахит.

Реакциите на утаяване са в основата на метода на утаяване, който се използва широко в количествения анализ на фармацевтични продукти. Методът на утаяване се използва при клиничен анализ на хлориди в урина, стомашен сок и кръв; в санитарно-хигиенния анализ - в анализа на питейната вода.

Мишена:Изследване на хетерогенни равновесия в наситени разтвори на слабо разтворими електролити.

Цели на изследването:

1. Придобиване на умения за изчисляване на константата на разтворимост в наситени разтвори на трудноразтворими електролити.

2. Придобиване на умения за изчисляване на разтворимостта на електролита въз основа на стойността на константата на разтворимост на електролита.

3. Придобиване на умения за прогнозиране на образуването и разтварянето на седименти.

Продължителност на урока- 165 минути (135 учебно време и 30 минути почивка).

Местоположение на урока- учебна работилница (катедра обща химия)

Задачи за самостоятелна работа на студентите в извънаудиторно време (самоподготовка).

А. Тестови въпроси

1. Хетерогенни равновесия в наситени разтвори на слабо разтворими електролити.

2. Константа на разтворимост.

3. Условия за образуване и разтваряне на валежите. Влиянието на йони със същото име върху разтворимостта на слабо разтворим електролит.

1. Обща химия. Биофизична химия. Химия на биогенните елементи: Учебник за университети / Ю.А. Ершов, В.А. Попков, А.С. Берланд и др.- 2-ро изд. - М.: ВШ, 2000.

2. Семинар по обща химия. Биофизична химия. Химия на биогенните елементи / изд. В.А. Попкова, А.В. Бабкова - М.: ВШ, 2006.

3. Пузаков С.А., Попков В.А., Филипова А.А. Сборник задачи и упражнения по обща химия. - М.: ВШ, 2007.

4. Семинар по обща и биоорганична химия / изд. Попкова В.А. – 3-то изд.-М .: издателски център „Академия”, 2008.-240с.

Б. Учебен материал.

В наситени разтвори на трудноразтворими електролити произведението на концентрацията на йони на тези електролити, повишена до степента на техните стехиометрични коефициенти, е постоянна стойност при определена температура и се нарича константа на разтворимост (Ks).

Въз основа на стойността на Ks е възможно да се предвиди образуването и разтварянето на електролитни отлагания:

1. 
   Електролитът се утаява, когато произведението на концентрациите на неговите йони в разтвора е по-голямо от стойността на Ks.
2. 
   Електролитната утайка се разтваря, когато произведението на концентрациите на електролитни йони в разтвора е по-малко от стойността Ks на този електролит.

Г. Учебни задачи

Забележка.Ако разтворимостта на електролит е изразена в mol/L, това е моларната концентрация на електролита.

Задача No1Разтворимостта на BaF 2 във вода при 18°C ​​е 7,5·10 -3 mol/l. Изчислете константата на разтворимост на BaF 2 при тази температура.

дадени: Решение.

C(Ba F 2) = 7,5 10 -3 mol/l 1. BaF 2 ⇄ Ba 2+ +2F -

Ks -? Ks (BaF 2) = [Ba 2+ ] 2

1. 
   Когато 1 mol BaF 2 се дисоциира, се образуват 1 mol Ba 2+ йони и 2 mol F - йони, като по този начин концентрацията на Ba 2+ йони е равна на разтворимостта (концентрацията) на BaF 2 и концентрацията на F йони е два пъти по-голям, т.е.

[Ba 2+ ] = 7,5·10 -3 mol/l; = 2·7,5·10 -3 = 1,5·10 -2 mol/l.

1. 
   Константата на разтворимост на BaF 2 е равна на:

Ks (BaF 2) = 7,5 10 -3 (1,5 10 -2) 2 = 16,875 10 -7 = 1,69 10 -6
Отговор: Ks (BaF 2) = 1,69 · 10 -6
Задача No2. Константата на разтворимост на манганов сулфид MnS при 25°C е 2,5 · 10 -10. Изчислете разтворимостта на манганов сулфид във вода (в mol/l) при тази температура.

Дадено: Решение.

Ks (MnS) = 2,5 10 -10 1. MnS ⇄ Mn 2+ + S 2-

C(MnS) - ? Ks (MnS) = ·

1. 
   по време на дисоциацията на 1 mol MnS се образуват 1 mol Mn 2+ и S 2- йони, следователно концентрациите на Mn 2+ и S 2- йони са равни на концентрацията (разтворимост в mol/l) на MnS електролит. Означавайки концентрациите на Mn 2+ и S 2- йони с X, получаваме:

Ks (MnS) = X X = X 2, следователно X =

X =

Отговор: разтворимостта на манганов сулфид във вода при 25°C е 1,58·10 -5 mol/l.
Задача No3. Ks (CdS) = 7,1·10 -28. Ще се утаи ли утайка от кадмиев сулфид CdS, ако същият обем от 0,01 N разтвор на натриев сулфид Na 2 S се добави към 1 литър 0,1 N разтвор на кадмиев нитрат Cd(NO 3) 2? Степента на дисоциация на първоначалните електролити се приема равна на единица.

Дадено: Решение:

Ks (CdS) = 7,1 10 -28 1. CdS⇄ Cd 2+ + S 2-

V(Cd(NO 3) 2) = V(Na 2 S) = 1l Образува се CdS утайка, ако [S 2- ]> Ks (CdS)

C f eq (Cd(NO 3) 2) = 0,1 mol/l 2. Cd(NO 3) 2 ⇄ Cd 2+ + 2NO 3 -

Cf eq (Na 2 S) = 0,01 mol/l C(Cd 2+) = C(Cd(NO 3) 2)

α(Cd(NO 3 ) 2 ) = α(Na 2 S) = 1 C(Cd(NO 3) 2) = ½ C f eq (Cd(NO 3) 2)

Образува ли се CdS- утайка? C(Cd(NO 3) 2) = ½ · 0,1 = 0,05 mol/l

C(Cd 2+) = 0,05 mol/l (преди смесване на разтвори)

3. Na 2 S⇄ 2Na + + S 2-

C(S2-) = C(Na2S); C(Na 2 S) = ½ C f eq (Na 2 S)

C(Na2S) = ½ · 0,01 = 0,005 mol/l; C(S 2-) = 0,005 mol/l (преди смесване на разтвори).

4. след смесване на 1 литър Cd (NO 3) 2 и 1 литър Na 2 S, обемът на разтвора се удвоява, а концентрациите на йони на единица обем намаляват наполовина и стават равни:

C(Cd 2+) = 0,05: 2 = 0,025 mol/l = 2,5 10 -2 mol/l

C(S 2-) = 0,005: 2 = 0,0025 mol/l = 2,5 · 10 -3 mol/l

5. ·[ S 2- ] = 2,5·10 -2 ·2,5·10 -3 = 6,25·10 -5

6. [S 2- ]> Ks (CdS)

6,25 10 -5 > 7,1 10 -28 следователно CdS ще се утаи

Г. Задачи за самостоятелно решаване.

Задача 1. 3 литра разтвор на оловен (II) сулфат PbSO 4 наситен при стайна температура съдържа 0,132 g сол. Изчислете Ks(PbSO4). (Отговор: 2,1·10 -8).

Проблем 2 . Константата на разтворимост на сребърен йодид AgI при 25°C е 1,5·10 -16. Изчислете разтворимостта на AgI във вода при тази температура (в mol/l). (Отговор: разтворимостта на AgI е 1,22·10 -8 mol/l).
3. Ще се утаи ли утайка от сребърен бихромат Ag 2 Cr 2 O 7 при смесване на равни обеми от 0,05 N разтвори на AgNO 3 и K 2 Cr 2 O 7? Ks (Ag 2 Cr 2 O 7) = 2 ·10 -7 (25°C). Степента на дисоциация на AgNO 3 и K 2 Cr 2 O 7 се приема равна на единица. (Отговор: Ще се образува утайка Ag 2 Cr 2 O 7 ).

Страница 1

6. Константа на разтворимост. Разтворимост.

В система, състояща се от разтвор и утайка, протичат два процеса - разтваряне на утайката и утаяване. Равенството на скоростите на тези два процеса е условие за равновесие.

Наситен разтвор е разтвор, който е в равновесие с утайката.

Нека приложим закона за действието на масите към равновесието между утайката и разтвора.

AgCl(твърд) Ag + + Cl -

Тъй като = const, имаме:

K = K SAgCl = В общ вид имаме:

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

Константа на разтворимост K S (или продукт на разтворимост PR) - произведението на концентрациите на йони в наситен разтвор на слабо разтворим електролит - е постоянна стойност и зависи само от температурата.

Примери за стойности на K S за редица соли:

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.

Разтворимостслабо разтворимото вещество s може да се изрази в молове на литър. В зависимост от стойността на s веществата могат да се разделят на слабо разтворими - s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые - 10 -4 моль/л  s  10 -2 моль/л и хорошо растворимые s >10 -2 mol/l.

Разтворимостта на съединенията е свързана с тяхната константа на разтворимост. За AgCl имаме:

AgCl(твърд) Ag + + Cl -

Разтворимост s - моларна концентрация на AgCl в разтвора:

s = = m/(MV) = s = = .

Следователно K S AgCl =  = s 2 и s=
.

Като цяло за A m B n имаме: 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 .

Пример. Намерете разтворимостта на AgCl (K S = 1,610 -10) и Ag 2 CrO 4 (K S = 1,210 -12).

Решение. 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.

Въпреки че обикновено колкото по-ниска е разтворимостта, толкова по-ниска е K S, в този случай за съединения от различни типове s(AgCl)< s(Ag 2 CrO 4), хотя K S (AgCl) >K S (Ag 2 CrO 4).

Условия за утаяване и разтваряне на утайката

За равновесието между утайката и разтвора - наситен разтвор - имаме в случая на AgCl:

AgCl Ag + + Cl -  = K S .

Условието на отлагане се записва като:  > K S

По време на утаяване концентрациите на йони намаляват, докато се установи равновесие.

Условието за разтваряне на утайката или наличието на наситен разтвор се записва като: < K S .

С разтварянето на утайката концентрацията на йони се увеличава до установяване на равновесие.

Общ йонен ефект

Добавянето на общ йон намалява разтворимостта на слабо разтворимите съединения.

Пример.Нека намерим разтворимостта на AgCl в 0,1 М разтвор на NaCl.

Решение. AgCl Ag + + Cl -

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

Разтворимостта на AgCl във вода (виж по-горе) е 1,3410 -5 mol/l, разтворимостта на AgCl в 0,1 M NaCl е 1,610 -9 mol/l, т.е. 10 4 пъти по-малко.

Солен ефект

Увеличаването на йонната сила на разтвора увеличава разтворимостта на слабо разтворимите съединения.

Тъй като концентрациите на йони, образувани по време на дисоциацията на слабо разтворими съединения, както и йонната сила на получените разтвори, са малки, се оказва възможно да се използват концентрации на йони, а не техните активности в K S изрази. В случаите, когато в разтвора присъстват силни електролити, причиняващи висока йонна сила на разтвора, е необходимо да се замени активността на йоните в израза за K S.

Нека определим разтворимостта на AgCl в 0,1 M NaCl, като вземем предвид йонната сила на разтвора

AgCl Ag + + Cl -

За 0,1M NaCl  = 0,1 и 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, т.е. 1,64 пъти повече, отколкото без да се отчита йонната сила на разтвора. Ефектът на солта е значително по-слаб от ефекта на едноименния йон.

Пример. Разтворимостта на Mg(OH) 2 е 0,012 g/l. Намерете K S.

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

2.0710 -4 М.

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

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

Пример. Образува ли се утайка PbCl 2 при смесване на равни обеми от разтвори от 0,1 M Pb(NO 3) 2 и 0,1 M NaCl, ако K S (PbCl 2) =

Решение. След смесване на разтворите концентрациите на йони ще намалеят наполовина, т.е. имаме: = = = 0,05M, a = 0,1 M. Намерете йонната сила на разтвора:

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

Намираме коефициентите на активност: f Pb2+ = 0,24 и f Cl - = 0,70.

Като за PbCl 2 Pb +2 + 2Cl -

K S PbCl2 = a Pb2+ a Cl - 2, изчислете стойността на a Pb2+ a Cl - 2 за нашето решение:

a Pb2+ a Cl - 2 = f Pb2+ (f Cl -) 2 = 0,240,050,70 2 0,05 2 = 1,4710 -5, което е по-малко от PR PbCl2 (1,610 -5), така че не се образува утайка.

7. Редокс реакции

Редокс реакции- това са реакции, които протичат с промяна в степента на окисление на елементите. Степента на окисление е номиналният заряд на атом в молекула, където всички полярни връзки се считат за йонни.

Окисляване- Това е процесът на отдаване на електрони.

Възстановяванее процес на добавяне на електрони.

Окислител- е атом, молекула или йон, който приема електрони и понижава степента си на окисление, т.е. се възстановява.

Редуциращ агент- е атом, молекула или йон, който отдава електрони и повишава степента си на окисление, т.е. окислява се.

Типични редуктори и окислители

Редуктори:а) метали - колкото по-нисък е йонизационният потенциал, толкова по-силни са редукционните свойства; б) съединения на елементи в по-ниски степени на окисление (NH 3, H 2 S, HBr, HI и др.), В които всички орбитали са запълнени и могат да отдават само електрони.

Окислители:а) неметали (F 2, Cl 2, Br 2, O 2 и др.) - колкото по-голям е електронният афинитет, толкова по-силни са окислителните свойства; б) метални йони във високи степени на окисление (Fe 3+, Sn 4+, Mn 4+ и др.); в) съединения на елементи в по-високи степени на окисление (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, NaBiO 3, HNO 3, H 2 SO 4 (конц.) и др.), В които всички валентни електрони вече са отдадени и могат да бъдат само окислители.

Съединения на елементи в междинни степени на окисление (HNO 2, H 2 SO 3, H 2 O 2 и др.) Могат да проявяват окислителни и редуциращи свойства в зависимост от редокс свойствата на втория реагент.

H2SO3 + 2H2S = 3S + 3H2O

окислени Възстанови

H 2 SO 3 + Br 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2HBr

Възстанови окислени

		редуциращ агент (силен)
		окислител (слаб)
		редуциращ агент (слаб)
		окислител (силен)
		редуциращ агент
		редуциращ агент, окислител
		редуциращ агент, окислител
		окислител

Окислителите, приемащи електрони, т.е. редуцирани, преминават в редуцирана форма:

F 2 + 2e  2F -

окислени Възстанови

Редуциращите агенти, отдаващи електрони, тоест окисляващи, преминават в окислена форма:

Na 0 - 1e  Na +

Възстанови окислени

По този начин както окислителите, така и редуциращите агенти съществуват в окислена (по-висока степен на окисление на елемента) и редуцирана (по-ниска степен на окисление на елемента) форми. В същото време преходът от окислена към редуцирана форма е по-типичен за окислителите, а преходът от редуцирана към окислена форма е типичен за редуциращите агенти. Обратните процеси не са типични и ние не вярваме, например, че F - е редуциращ агент, а Na + е окислител.

Равновесието между окислената и редуцирана форма се характеризира с редокс потенциала, който зависи от концентрациите на окислената и редуцирана форма, реакцията на околната среда, температурата и др. Може да се изчисли по Уравнение на Нернст:

E = E o +

където е моларната концентрация на окислената форма;

[Редуциран] - моларна концентрация на редуцираната форма;

n е броят на електроните, участващи в полуреакцията;

E 0 - стандартна стойност на редокс потенциала; E = E 0 ако [Извличане] = [Ok] = 1 mol/l;

Стойностите на стандартните електродни потенциали E 0 са дадени в таблици и характеризират окислителните и редуциращите свойства на съединенията: Колкото по-положителна е стойността на E 0, толкова по-силни са окислителните свойства и колкото по-отрицателна е стойността на E 0, толкова по-силни редуциращи свойства.

Например:

F 2 + 2e  2F - E 0 = 2,87 V - силен окислител

Na + + 1e  Na 0 E 0 = -2,71 V - силен редуциращ агент

(процесът винаги се записва за редукционни реакции).

Тъй като редокс реакцията е комбинация от две полуреакции, окисление и редукция, тя се характеризира с разликата между стандартните електродни потенциали на окислителя (E 0 ok) и редуктора (E 0 възстановяване) - електродвижеща сила (емф) E 0 :

E 0 = E 0 добре - E 0 възстановяване,

E.m.f. реакция E 0 е свързана с промяната в свободната енергия на Гибс G: G = -nFE 0, а от друга страна, G е свързана с равновесната константа K на реакцията чрез уравнението G = - 2.3RTlnK.

От последните две уравнения следва връзката между емф. и равновесната константа на реакцията:

E = (2,3RT/nF)lnK.

E.m.f. реакции при концентрации, различни от стандартните (т.е. не равни на 1 mol/l) E е равно на:

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

В случай на равновесие G = 0 и следователно E =0. Откъдето E = (0,059/n)logK и K = 10 n E /0,059.

За да настъпи реакцията спонтанно, трябва да е изпълнено следното изискване: G<0 или К>>1, което отговаря на условието E 0 >0. Следователно, за да се определи възможността за възникване на тази редокс реакция, е необходимо да се изчисли стойността на E 0. Ако E 0 0, протича реакцията. Ако E 0 0, реакцията не протича.

Пример 1.Определете възможността за възникване на реакция

2FeCl 3 + 2KI  2FeCl 2 + 2KCl + I 2

Решение: Откриваме, че окислителят е йонът Fe +3, който се редуцира до Fe +2, а редукторът е I -, който се окислява до I 2. От таблицата намираме стойностите на стандартните електродни потенциали: E 0 (Fe +3 /Fe +2) = 0,77 V и E 0 (I 2 /2I -) = 0,54 V. Изчисляваме E 0:

E 0 = E 0 добре - E 0 възстановяване = 0,77 - 0,54 = 0,23 в 0.

Пример 2. Определете възможността за възникване на реакция

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

Решение. Откриваме, че окислителят е перманганатният йон MnO 4 -, който се превръща в Mn +2, а редуциращият агент е хлоридният йон, който се превръща в газообразен хлор Cl 2. Определяме техните потенциали от таблицата: E 0 (MnO 4 - /Mn +2) = 1,51 V и E 0 (Cl 2 /2Cl -) = 1,36 V. Ние изчисляваме

E 0 = E 0 добре - E 0 възстановяване = 1,51 - 1,36 = 0,15 v 0.

Реакцията е възможна, тъй като E 0  0.

OVR класификация

1. Междумолекулни окислително-редукционни реакции - окислителят и редукторът са част от различни вещества:

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

Възстанови окислени

2. Реакции на диспропорциониране - елемент в междинно състояние на окисление е окислител и редуциращ агент:

2KOH + Cl2 = KCl + KClO + H2O

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

В тези реакции хлорът и N +3 са окислители и редуциращи агенти.

3. Вътремолекулни окислително-редукционни реакции - окислителят и редукторът са част от едно вещество:

2KClO3
2KCl + 3O 2

NH4NO3N2O + 2H2O

В тези реакции O -2, Cl +5 и N -3, N +5 са съответно редуктори и окислители.

Трябва да се отбележи, че посоката на ORR и естеството на реакционните продукти зависят от редокс свойствата на реагиращите вещества и естеството на средата (киселинна, неутрална или алкална). Например, калиев перманганат KMnO 4, който проявява само окислителни свойства, когато се движи от кисела към неутрална и алкална среда, образува различни редукционни продукти и неговият редокс потенциал намалява:

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

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

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

Съединенията на хром (VI) са силни окислители в кисела среда (E0 = +1,33 V), редуцирани до Cr +3, а съединенията на хром (III) проявяват редуцираща способност в алкална среда (E0 = -0,13 V), окислявайки се до съединения на хром (VI).

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

pH > 7: CrO 4 2- + 3e  3- (зелено)

Водородният прекис H 2 O 2, съдържащ кислород в междинно състояние на окисление -1, проявява окислителни или редуциращи свойства и в зависимост от рН на разтвора, неговия електроден потенциал и продуктите, до които се редуцира или окислява, се променят.

H 2 O 2 - окислител:

pH > 7: H 2 O 2 + 2H + + 2e 2H 2 O

pH  7: H 2 O 2 + 2e 2OH -

H 2 O 2 - редуциращ агент:

pH > 7: H 2 O 2 - 2e O 2 + 2H +

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

По този начин, за да напишете правилно ORR, е необходимо да се вземат предвид условията за възникване на тази реакция.

Йонно-електронен метод за приготвяне на ОВР

Йонно-електронният метод (или методът на полуреакция) се използва за съставяне на ORR, възникващи в разтвори. Основава се на съставянето на отделни полуреакции за редукционни и окислителни процеси под формата на йонно-молекулни уравнения. В този случай е необходимо да се вземат предвид правилата за писане на уравнения на йонна реакция: силните електролити се записват под формата на йони, а слабите електролити и слабо разтворимите вещества се записват под формата на молекули.

Процедурата за изготвяне на OVR

1. Лявата страна на молекулярното уравнение на ORR е написана, окислителят и редуциращият агент са определени.

2. Полуреакциите се записват отделно за редукционните и окислителните процеси под формата на йонно-молекулни уравнения, в които лявата и дясната страна (излишък или липса на кислород от лявата страна) се изравняват, като се вземе предвид рН на разтвор, използващ H 2 O молекули, H + или OH - йони:

pH< 7: избыток [O] 2H + + [O]  H 2 O

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

дефицит [O] H 2 O - [O]  2H +

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

дефицит [O] 2OH - - [O]  H 2 O.

3. Сумите на зарядите от лявата и дясната страна на полуреакциите се изравняват чрез добавяне или изваждане на електрони. След това се избират множители за полуреакциите.

4. Записва се общото йонно-молекулно уравнение на ORR, като се вземат предвид факторите.

5. Добавя се дясната страна на молекулярното уравнение на ORR и към нея се прехвърлят коефициентите от йонно-молекулярното уравнение.

Пример 1.Взаимодействие на KMnO 4 с Na 2 SO 3 в кисела среда.

1. Напишете лявата страна на уравнението, определете окислителя и редуктора:

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 =

окислени Възстанови сряда

2. Съставяме полуреакции за редукционни и окислителни процеси, като отчитаме киселинната среда. В кисела среда перманганатният йон MnO 4 - се редуцира до Mn 2+ йон, а сулфитният йон SO 3 2- се окислява до сулфатния йон SO 4 2-:

MnO 4 -  Mn +2 - свързваме излишния кислород с H + йони,

SO 3 2-  SO 4 2- - отнемаме липсващия кислород от водата и се отделят H + йони.

Получаваме следните полуреакции:

MnO 4 - + 8H +  Mn +2 + 4H 2 O

SO 3 2- + H 2 O  SO 4 2- + 2H +

3. Преброяваме сумите на зарядите от лявата и дясната страна на двете полуреакции и изравняваме зарядите с помощта на електрони, като избираме фактори:

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

4. Пишем общото йонно-молекулярно уравнение на ORR, като вземем предвид факторите:

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 +

Редуцираме водородните йони и водните молекули и получаваме:

5. Добавяме дясната страна на молекулярното уравнение и прехвърляме коефициентите на йонно-молекулярното уравнение в него. Крайното уравнение ще изглежда така:

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-

Пример 2.Окисляването на хром (III) нитрат с водороден прекис в алкална среда е качествена реакция на Cr 3+ йона. В алкална среда йонът Cr 3+ се окислява до хроматния йон CrO 4 2-, който има жълт цвят.

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. Координационни съединения

Координация(комплекс) връзки- това са съединения с донорно-акцепторна връзка. Координационните съединения се състоят от йони на вътрешната и външната сфера. Във формулата на комплексно съединение йоните на вътрешната сфера са оградени в квадратни скоби. Йоните на вътрешната сфера - комплексните йони - се състоят от комплексообразуващ агент (централен йон) и лиганди. Броят на лигандите във вътрешната сфера на комплекса се нарича координационно число. Плътността на лиганда е броят на връзките, чрез които даден лиганд е свързан с комплексообразуващ агент.

Пример: K 3

1. Йони на външната сфера - 3K +

2. Йон на вътрешната сфера - 3-

3. Комплексообразовател - Fe 3+

4. Лиганд - CN -, неговата дентация - 1

5. Координационен номер - 6

Общи и неорганиченхимия. М.: Химия, 1992--2004. Соловьов...

Химия, осигуряваща качеството на подготовка на студентите за полагане на Единния държавен изпит по химия (на примера на темите от курса „Обща и неорганична химия“) учебно-методическо ръководство

Инструментариум

Необходима информация за повторение на курса " ОбщИ неорганиченхимия", и различни нива на сложност и... изпълнение на тестови задачи……………………………….. Теми на курса “ ОбщИ неорганиченхимия"Периодичен закон и структура на атома…………………………………………… ...

Учебник по обща и неорганична химия

закон

ОбщИ неорганиченхимия: Учебник. помощ / V.V. Барагузина, И.В. Богомолова, Е.В. Федоренко. - М.: ... стандарт и учебна програма по дисциплината “ ОбщИ неорганиченхимия". Книгата ще ви позволи бързо да получите основните...