Löslichkeitsprodukt nis. Löslichkeitsprodukt

Definition

Geben wir etwas schwerlösliches Salz, zum Beispiel AgCl, in ein Becherglas und geben Sie destilliertes Wasser zum Niederschlag. In diesem Fall lösen sich Ag+- und Cl--Ionen, die von den umgebenden Wasserdipolen angezogen werden, allmählich von den Kristallen und gehen in Lösung. Ag+- und Cl--Ionen kollidieren in Lösung, bilden AgCl-Moleküle und lagern sich auf der Oberfläche der Kristalle ab. Somit treten im System zwei einander entgegengesetzte Prozesse auf, die zu einem dynamischen Gleichgewicht führen, wenn pro Zeiteinheit die gleiche Anzahl von Ag + - und Cl - -Ionen in die Lösung übergeht, während sie ausgefällt werden. Die Anreicherung von Ag+- und Cl--Ionen in der Lösung stoppt, was zu gesättigte Lösung. Folglich betrachten wir ein System, in dem ein Niederschlag eines schwerlöslichen Salzes in Kontakt mit einer gesättigten Lösung dieses Salzes kommt. Dabei treten zwei gegensätzliche Prozesse auf:

1) Übergang von Ionen vom Niederschlag zur Lösung. Die Geschwindigkeit dieses Prozesses kann bei konstanter Temperatur als konstant angesehen werden: V 1 = K 1 ;
2) Ausfällung von Ionen aus der Lösung. Die Geschwindigkeit dieses Prozesses V 2 hängt von der Konzentration der Ag+- und Cl--Ionen ab. Nach dem Massenwirkungsgesetz gilt:

Da sich dieses System also im Gleichgewichtszustand befindet

V 1 = V 2
k 2 = k 1

• = k 2 / k 1 = const (bei T = const)

Auf diese Weise, das Produkt der Ionenkonzentrationen in einer gesättigten Lösung eines schwerlöslichen Elektrolyten bei konstanter Temperatur ist konstant Größe. Diese Größe wird als Löslichkeitsprodukt (SP) bezeichnet.

Im gegebenen Beispiel ist PRAgCl = . . In Fällen, in denen der Elektrolyt zwei oder mehr identische Ionen enthält, muss bei der Berechnung des Löslichkeitsprodukts die Konzentration dieser Ionen auf die entsprechende Potenz erhöht werden.
Zum Beispiel ist PRAg 2 S = 2

• ; PRPbI 2 = 2

Im Allgemeinen lautet der Ausdruck für das Löslichkeitsprodukt eines Elektrolyten A m B n
PRA m B n = [A] m [B] n .
Die Werte des Löslichkeitsprodukts sind für verschiedene Stoffe unterschiedlich.
Beispielsweise ist PRCaCO 3 = 4,8

• 10 -9 ; PRAgCl = 1,56 · 10 -10.

PR lässt sich leicht berechnen, wenn man die Löslichkeit der Verbindung bei einer bestimmten Temperatur kennt.

Beispiel 1
Die Löslichkeit von CaCO 3 beträgt 0,0069 oder 6,9

• 10 -3 g/l. Finden Sie PRCaCO 3.

Lösung
Lassen Sie uns die Löslichkeit in Mol ausdrücken:
SCaCO 3 = (6,9

· 10 -3 ) / 100,09 = 6,9. 10 -5 mol/l

MCaCO3
Da jedes CaCO 3 -Molekül beim Auflösen ein Ca 2+- und ein CO 3 2--Ion ergibt
= [CO 3 2- ] = 6,9

• 10 -5 mol/l,

daher ist PRCaCO 3 = = 6,9 · 10 -5 6,9 · 10 -5 = 4,8 · 10 -9

Wenn man den PR-Wert kennt, kann man wiederum die Löslichkeit eines Stoffes in mol/l oder g/l berechnen.

Beispiel 2
Löslichkeitsprodukt PRPbSO 4 = 2,2

• 10 -8 g/l.

Wie hoch ist die Löslichkeit von PbSO 4?

Lösung
Bezeichnen wir die Löslichkeit von PbSO 4 mit X mol/l. Nach dem Auflösen ergeben X Mol PbSO 4 X Pb 2+ -Ionen und X SO 4 2- -Ionen, d. h.:

X
PRPbSO 4 = =

• < ПРAgCl - ненасыщенный раствор

• = PRAgCl – gesättigte Lösung

• > PRAgCl – übersättigte Lösung

Ein Niederschlag entsteht, wenn das Produkt der Ionenkonzentrationen eines schwerlöslichen Elektrolyten den Wert seines Löslichkeitsprodukts bei einer bestimmten Temperatur überschreitet. Wenn das ionische Produkt den PR-Wert erreicht, stoppt die Niederschlagsbildung. Wenn man das Volumen und die Konzentration der gemischten Lösungen kennt, kann man berechnen, ob ein Niederschlag des resultierenden Salzes ausfällt.

Beispiel 3
Bildet sich ein Niederschlag, wenn gleiche Volumina von 0,2 M Lösungen von Pb(NO 3) 2 und NaCl gemischt werden?
PRPbCl 2

• 10 -4 .

Lösung
Beim Mischen verdoppelt sich das Volumen der Lösung und die Konzentration jedes Stoffes verringert sich um die Hälfte, d.h. wird 0,1 M oder 1,0

• 10 -1 mol/l. Die Konzentrationen von Pb 2+ und Cl – werden gleich sein. Daher ist 2 = 1 10 -1 (1 10 -1) 2 = 1 10 -3. Der resultierende Wert übersteigt den PRPbCl 2 (2,4 · 10 -4). Daher fällt ein Teil des PbCl 2 -Salzes aus. Aus all dem können wir Rückschlüsse auf den Einfluss verschiedener Faktoren auf die Niederschlagsbildung ziehen.

Auswirkung der Lösungskonzentration
Aus verdünnten Lösungen lässt sich kein schwerlöslicher Elektrolyt mit ausreichend großem PR-Wert ausfällen. Beispielsweise bildet sich kein PbCl 2 -Niederschlag, wenn gleiche Volumina von 0,1 M Lösungen von Pb(NO 3) 2 und NaCl gemischt werden. Beim Mischen gleicher Volumina betragen die Konzentrationen jeder Substanz 0,1 / 2 = 0,05 M oder 5

• 10 -2 mol/l. Ionenprodukt 2 = 5 · 10 -2 (5 · 10 -2) 2 = 12,5 · 10 -5. Der resultierende Wert liegt unter PRPbCl 2, daher kommt es zu keiner Ausfällung.

Einfluss der Fällmittelmenge
Für eine möglichst vollständige Fällung wird ein Überschuss an Fällungsmittel eingesetzt.
Beispielsweise fällen wir das Salz BaCO 3: BaCl 2 + Na 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2NaCl. Nach Zugabe einer äquivalenten Menge Na 2 CO 3 verbleiben Ba 2+ -Ionen in der Lösung, deren Konzentration durch den PR-Wert bestimmt wird.
Eine Erhöhung der Konzentration von CO 3 2--Ionen, die durch die Zugabe eines überschüssigen Fällungsmittels (Na 2 CO 3) verursacht wird, führt zu einer entsprechenden Verringerung der Konzentration von Ba 2+-Ionen in der Lösung, d.h. erhöht die Vollständigkeit der Ausfällung dieses Ions.

Einfluss des gleichen Ions
Die Löslichkeit schwerlöslicher Elektrolyte nimmt in Gegenwart anderer starker Elektrolyte mit gleichnamigen Ionen ab. Wenn einer ungesättigten BaSO 4 -Lösung nach und nach eine Lösung von Na 2 SO 4 zugesetzt wird, entsteht das ionische Produkt, das anfänglich weniger als PRBaSO 4 (1.1) enthielt

• 10 -10), wird nach und nach die PR erreichen und diese überschreiten. Es beginnt sich Niederschlag zu bilden.

Einfluss der Temperatur
PR ist ein konstanter Wert bei konstanter Temperatur. Mit steigender Temperatur steigt der PR, daher erfolgt die Abscheidung am besten aus gekühlten Lösungen.

Auflösung von Sedimenten

Die Löslichkeitsproduktregel ist wichtig, um schwerlösliche Niederschläge in Lösung zu überführen. Nehmen wir an, dass wir den BaCO 3 -Niederschlag auflösen müssen. Die mit diesem Niederschlag in Kontakt stehende Lösung ist hinsichtlich BaCO 3 gesättigt.
Dies bedeutet, dass = PRBaCO 3 .

Wenn Sie einer Lösung eine Säure hinzufügen, binden die H + -Ionen die in der Lösung vorhandenen CO 3 2-Ionen zu Molekülen fragiler Kohlensäure:
2H + + CO 3 2- ® H 2 CO 3 ® H 2 O + CO 2 -
Infolgedessen nimmt die Konzentration des CO 3 2-Ions stark ab und das ionische Produkt wird unter den Wert PRBaCO 3 sinken. Die Lösung wird im Verhältnis zu BaCO 3 ungesättigt sein und ein Teil des BaCO 3 -Niederschlags geht in Lösung. Durch Zugabe von ausreichend Säure kann der gesamte Niederschlag in Lösung gebracht werden. Folglich beginnt die Auflösung des Niederschlags, wenn aus irgendeinem Grund das ionische Produkt eines schlecht löslichen Elektrolyten unter den PR-Wert fällt. Um den Niederschlag aufzulösen, wird ein Elektrolyt in die Lösung eingebracht, dessen Ionen mit einem der Ionen des schwerlöslichen Elektrolyten eine leicht dissoziierte Verbindung eingehen können. Dies erklärt die Auflösung schwerlöslicher Hydroxide in Säuren

Fe(OH) 3 + 3HCl ® FeCl 3 + 3H 2 O
OH – -Ionen binden sich an leicht dissoziierte H 2 O-Moleküle.

Tisch. Löslichkeitsprodukt (SP) und Löslichkeit einiger schwerlöslicher Stoffe bei 25 °C

Formel	Löslichkeit	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-LÖSUNGSELEKTROLYTEN

Das Massenwirkungsgesetz ist auf ein heterogenes Gleichgewichtssystem anwendbar, das aus Kristallen eines schwerlöslichen Elektrolyten (Salz, Base, Säure) und seinen Ionen in einer gesättigten Lösung besteht. Betrachten wir die Gleichgewichte, die in einer gesättigten Lösung einer schwerlöslichen Substanz, zum Beispiel CaSO 4, beobachtet werden. In diesem System steht der Niederschlag im Gleichgewicht mit einer gesättigten Lösung dieser Substanz:

СaSO 4 Ca 2+ + SO 4 2–

Niederschlagslösung

Wenn sich ein heterogenes Ionengleichgewicht einstellt, gelangen pro Zeiteinheit genauso viele Ionen in die Lösung, wie sie zum Niederschlag zurückkehren (aufgrund der vernachlässigbaren Löslichkeit gehen wir davon aus, dass der Ionisierungsgrad des Elektrolyten in der Lösung gleich 1 ist). Die Gleichgewichtskonstante für den Prozess der Niederschlagsauflösung hat die folgende Form:

woraus K∙ TV = ∙

Die Konzentration eines Feststoffs ist ein konstanter Wert:

TV = konst.

Unter Berücksichtigung dessen kann K∙ fest als Produkt zweier konstanter Größen auch als konstanter Wert betrachtet werden, als eine bestimmte konstante Eigenschaft eines bestimmten Stoffes. Diese Konstante wird Löslichkeitsprodukt genannt. Es wird mit PR bezeichnet:

Für eine gesättigte Calciumsulfatlösung wurde festgestellt, dass das Löslichkeitsprodukt bei 25 °C 3,72∙10 -5 g-ion 2 /l 2 beträgt.

Das Löslichkeitsprodukt charakterisiert die Löslichkeit von Elektrolyten. Für binäre Elektrolyte ist die Löslichkeit numerisch gleich

S = √PR.

Wenn ein schwerlöslicher Elektrolyt eine komplexe Zusammensetzung A n B m hat und bei seiner Dissoziation mehr als zwei Ionen entstehen:

A n B m ↔ nA a + + mB b – ,

dann werden im Ausdruck für die Gleichgewichtskonstante die Ionenkonzentrationen in Potenzen geschrieben, die den stöchiometrischen Koeffizienten entsprechen N Und M.

PR = n [B b – ] m

Somit, Für eine gesättigte wässrige Lösung eines schwerlöslichen Elektrolyten ist das Produkt der molaren Gleichgewichtskonzentrationen seiner Ionen in Potenzen gleich den stöchiometrischen Koeffizienten bei einer bestimmten Temperatur ein konstanter Wert, der als Löslichkeitsprodukt bezeichnet wird.

Durch den Vergleich der Werte der Löslichkeitsprodukte schwerlöslicher Salze können Sie erkennen, welches davon sich besser löst (Tabelle 15).

PR-Werte werden in der allgemeinen Chemie, analytischen Chemie, Hydrochemie, Ozeanchemie, Ökologie usw. verwendet, weil sie eine quantitative Bewertung von Folgendem ermöglichen:

Bedingungen für die Bildung und Auflösung von Sedimenten;

Der PR-Wert impliziert die Bedingung für die Bildung und Auflösung des Niederschlags:

Wenn n [B b – ] m = PR, dann befindet sich der Niederschlag im Gleichgewicht mit der Lösung (gesättigte Lösung);

Wenn n [B b – ] m > PR, dann bildet sich ein Niederschlag (übersättigte Lösung);

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

Tabelle 15.

Produkt der Löslichkeit einiger

schwerlösliche Elektrolyte bei 25 o C

Elektrolyt		Elektrolyt		Elektrolyt

Wenn also während einer bestimmten chemischen Reaktion das Produkt der Konzentrationen der daran beteiligten Ionen größer wird als das Löslichkeitsprodukt, fällt ein Niederschlag einer schwerlöslichen Substanz aus. Und umgekehrt, wenn das Produkt der Konzentrationen der Ionen eines bestimmten Elektrolyten in seiner gesättigten Lösung infolge der einen oder anderen Reaktion kleiner wird als das Löslichkeitsprodukt für die Ionen dieses Elektrolyten, dann geht der Niederschlag in Lösung.

Aus all dem können wir Rückschlüsse auf den Einfluss verschiedener Faktoren auf die Niederschlagsbildung ziehen.

Auswirkung der Lösungskonzentration. Aus verdünnten Lösungen lässt sich kein schwerlöslicher Elektrolyt mit ausreichend großem PR-Wert ausfällen. Beispielsweise bildet sich kein PbCl 2 -Niederschlag, wenn gleiche Volumina von 0,1 M Lösungen von Pb(NO 3) 2 und NaCl gemischt werden. Beim Mischen gleicher Volumina betragen die Konzentrationen jeder Substanz 0,1 / 2 = 0,05 M oder 5·10 -2 mol/l. Ionisches Produkt · 2 = 5·10 -2 ·(5·10 -2) 2 = 12,5·10 -5. Der resultierende Wert liegt unter PR(PbCl 2), daher kommt es zu keiner Ausfällung.

Einfluss der Fällmittelmenge. Für eine möglichst vollständige Fällung wird ein Überschuss an Fällungsmittel eingesetzt. Beispielsweise fällen wir das Salz BaCO 3:

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

Nach Zugabe einer äquivalenten Menge Na 2 CO 3 verbleiben Ba 2+ -Ionen in der Lösung, deren Konzentration durch den PR-Wert bestimmt wird. Eine Erhöhung der Konzentration von CO 3 2--Ionen, die durch die Zugabe eines überschüssigen Fällungsmittels (Na 2 CO 3) verursacht wird, führt zu einer entsprechenden Verringerung der Konzentration von Ba 2+-Ionen in der Lösung, d.h. erhöht die Vollständigkeit der Ausfällung dieses Ions.

Einfluss des gleichen Ions. Die Löslichkeit schwerlöslicher Elektrolyte nimmt in Gegenwart anderer starker Elektrolyte mit gleichnamigen Ionen ab. Wenn einer ungesättigten BaSO 4 -Lösung nach und nach eine Na 2 SO 4 -Lösung zugesetzt wird, erreicht das ionische Produkt, das anfänglich unter dem PR (BaSO 4) (1,1·10 -10) lag, nach und nach den PR und überschreitet ihn . Es beginnt sich Niederschlag zu bilden.

Dies wird beispielsweise bei der Fällung wertvoller Metalle eingesetzt. Beispielsweise beträgt PR von AgCl in Wasser = 1,6×10 -10. Die Konzentration von Silber in einer solchen Lösung gegenüber AgCl beträgt

Ist es viel oder wenig? Das sind 1,4 mg Silber, die in der Filmfabrik mit jedem Liter Waschflüssigkeit ausgegossen werden. Wenn wir nicht mit Wasser, sondern mit einer 0,1 N NaCl-Lösung spülen, dann

PR/ = 1,6×10 -9 mol/l,

diese. Die Konzentration des in der Lösung mitgeführten Silbers nimmt um das 10.000-fache ab.

Einfluss der Temperatur. PR ist ein konstanter Wert bei konstanter Temperatur. Mit steigender Temperatur steigt der PR, daher erfolgt die Abscheidung am besten aus gekühlten Lösungen.

Auflösung von Sedimenten. Die Löslichkeitsproduktregel ist wichtig, um schwerlösliche Niederschläge in Lösung zu überführen. Nehmen wir an, dass wir den BaCO 3 -Niederschlag auflösen müssen. Die mit diesem Niederschlag in Kontakt stehende Lösung ist hinsichtlich BaCO 3 gesättigt. Das bedeutet

· = PR(BaCO 3).

Wenn Sie einer Lösung eine Säure hinzufügen, binden die H + -Ionen die in der Lösung vorhandenen CO 3 2-Ionen zu Molekülen fragiler Kohlensäure:

2H + + CO 3 2- → H 2 CO 3

Infolgedessen nimmt die Konzentration des CO 3 2-Ions stark ab und das ionische Produkt wird unter den PR-Wert (BaCO 3) sinken. Die Lösung wird im Verhältnis zu BaCO 3 ungesättigt sein und ein Teil des BaCO 3 -Niederschlags geht in Lösung. Durch Zugabe von ausreichend Säure kann der gesamte Niederschlag in Lösung gebracht werden. Folglich beginnt die Auflösung des Niederschlags, wenn aus irgendeinem Grund das ionische Produkt eines schlecht löslichen Elektrolyten unter den PR-Wert fällt. Um den Niederschlag aufzulösen, wird ein Elektrolyt in die Lösung eingebracht, dessen Ionen mit einem der Ionen des schwerlöslichen Elektrolyten eine leicht dissoziierte Verbindung eingehen können. Dies erklärt die Auflösung schwerlöslicher Hydroxide in Säuren

Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O

OH‾-Ionen binden sich an leicht dissoziierte H 2 O-Moleküle.

Wenn man die PR kennt, kann man erklären, warum sich manche Substanzen auflösen und andere nicht. Umgekehrt ist es leicht zu erklären, warum manche Stoffe ausfallen und andere nicht.

Beispielsweise löst sich FeS in Salzsäure, CuS jedoch nicht:

FeS + 2HCl → FeCl 2 + H 2 S

Die Werte von PR(FeS) = 3,7 · 10 –19, PR(CuS) = 8,5 · 10 –45. Daraus folgt, dass im Fall von Kupfersulfid in einer gesättigten Lösung nur sehr wenige S 2–-Ionen und H-Moleküle 2 vorhanden sind Es wird kein S gebildet und daher wird das Gleichgewicht in einer gesättigten Kupfersulfidlösung nicht gestört. Das Sediment löst sich nicht auf. Im Fall von Eisen(II)-sulfid sind genügend Sulfidionen vorhanden, um H 2 S-Moleküle zu bilden, und das Gleichgewicht verschiebt sich nach rechts. Der Eisen(II)-sulfid-Niederschlag löst sich auf.

Ein weiteres Beispiel: FeS wird nicht durch H 2 S aus der Lösung ausgefällt, sondern durch (NH 4) 2 S-Lösung:

FeCl 2 + H 2 S ≠

FeCl 2 + (NH 4) 2 S = FeS↓ + 2NH 4 Cl

Schwefelwasserstoffsäure ist schwach (K 2 = 1·10 –14). Daher sind nicht genügend S 2-Ionen vorhanden, um die Bedingung zu erfüllen

> PR,

und es fällt kein Niederschlag.

Ammoniumsulfid ist ein starker Elektrolyt und es sind genügend Sulfidionen vorhanden, um die oben genannte Bedingung zu erfüllen. Und das führt zu Niederschlägen.

Das Löslichkeitsprodukt kann zur selektiven Abtrennung von Ionen durch Fällung aus Lösungen genutzt werden.

Betrachten Sie zum Beispiel die Hinterlegung Ionen Ba 2+ und Sr 2+ aus einer Lösung mit 0,010 mol/l BaCl 2 und 0,020 mol/l SrCl 2 unter Verwendung einer konzentrierten Lösung von Na 2 SO 4 .

Der PR von Barium- und Strontiumsulfaten wird durch die Verhältnisse bestimmt

PR = = 1,5·10 –9 ;

PR = 7,6·10 –7.

Folglich erfolgt die Ausfällung von Bariumsulfat in Gegenwart von 0,010 mol/l Ba 2+ -Ionen erst, wenn die Konzentration des SO 4 2--Ions erreicht ist

1,5·10 –9 / 0,010 = 1,5·10 –7 mol/l.

Die Ausfällung von Strontiumsulfat beginnt bei einer Sulfationenkonzentration von

7,6·10 –7 / 0,020 = 3,8·10 –5 mol/l.

Folglich beginnen zunächst Bariumionen auszufallen. Wenn die Sulfationenkonzentration 3,8·10 –5 mol/l erreicht, beginnt die Ausfällung von Strontiumsulfat. Bis dahin wird die Lösung bestehen bleiben

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

Dies entspricht nur noch 0,39 % der ursprünglichen Menge an Bariumionen. Die restlichen 99,6 % der Bariumionen werden ausgefällt, bevor das Strontiumsulfat ausfällt.

Seite 1

LEKTION Nr.

Thema: Heterogene Gleichgewichte. Löslichkeitskonstante.

Motivation zum Studium des Themas. In biologischen Flüssigmedien herrschen eher heterogene als homogene Gleichgewichte vor. Die Untersuchung dieser Gleichgewichte und der Richtung ihrer Verschiebungen ist von nicht geringer praktischer Bedeutung für das Verständnis der Bildungs- und Auflösungsmuster schwerlöslicher Substanzen im Körper.

Wissenschaftler, die sich mit der biologischen Evolution befassen, glauben, dass die unterschiedliche Löslichkeit natürlicher Verbindungen in Wasser einen großen Einfluss auf deren Häufigkeit in lebenden Organismen hat. Es besteht ein enger Zusammenhang zwischen der Löslichkeit von Verbindungen in Wasser und der toxischen Wirkung von Ionen einer Reihe von Elementen. Beispielsweise führt die Einführung von Al 3+-Ionen in den Körper durch die Bildung von schwerlöslichem AlPO 4 zu Rachitis.

Fällungsreaktionen sind die Grundlage der Fällungsmethode, die in der quantitativen Analyse von Arzneimitteln weit verbreitet ist. Die Fällungsmethode wird bei der klinischen Analyse von Chloriden in Urin, Magensaft und Blut eingesetzt; in der Sanitär- und Hygieneanalytik – bei der Trinkwasseranalytik.

Ziel: Untersuchen Sie heterogene Gleichgewichte in gesättigten Lösungen schwerlöslicher Elektrolyte.

Lernziele:

1. Erwerben Sie die Fähigkeit, die Löslichkeitskonstante in gesättigten Lösungen schwerlöslicher Elektrolyte zu berechnen.

2. Erwerben Sie Fähigkeiten zur Berechnung der Elektrolytlöslichkeit basierend auf dem Wert der Elektrolytlöslichkeitskonstante.

3. Erwerben Sie Fähigkeiten zur Vorhersage der Bildung und Auflösung von Sedimenten.

Unterrichtsdauer- 165 Minuten (135 Minuten Lernzeit und 30 Minuten Pause).

Ort des Unterrichts- Bildungswerkstatt (Abteilung für Allgemeine Chemie)

Aufgaben zur selbständigen Arbeit der Studierenden während der außerschulischen Zeit (Selbststudium).

A. Testfragen

1. Heterogene Gleichgewichte in gesättigten Lösungen schwerlöslicher Elektrolyte.

2. Löslichkeitskonstante.

3. Bedingungen für die Bildung und Auflösung von Niederschlägen. Der Einfluss gleichnamiger Ionen auf die Löslichkeit eines schwerlöslichen Elektrolyten.

1. Allgemeine Chemie. Biophysikalische Chemie. Chemie biogener Elemente: Lehrbuch für Universitäten / Yu.A. Ershov, V.A. Popkov, A.S. Berland et al. – 2. Aufl. - M.: VSh, 2000.

2. Workshop zur allgemeinen Chemie. Biophysikalische Chemie. Chemie biogener Elemente / Hrsg. V.A. Popkova, A.V. Babkova - M.: VSh, 2006.

3. Puzakov S.A., Popkov V.A., Filippova A.A. Sammlung von Problemen und Übungen zur allgemeinen Chemie. - M.: VSh, 2007.

4. Workshop zur allgemeinen und bioorganischen Chemie / Hrsg. Popkova V.A. – 3. Aufl.-M.: Verlagszentrum „Academy“, 2008.-240 S.

B. Schulungsmaterial.

In gesättigten Lösungen schwerlöslicher Elektrolyte ist das Produkt aus der Konzentration der Ionen dieser Elektrolyte hoch ihrer stöchiometrischen Koeffizienten bei einer bestimmten Temperatur ein konstanter Wert und wird als Löslichkeitskonstante (Ks) bezeichnet.

Anhand des Ks-Wertes lässt sich die Bildung und Auflösung von Elektrolytablagerungen vorhersagen:

1. 
   Ein Elektrolyt fällt aus, wenn das Produkt der Konzentrationen seiner Ionen in Lösung größer als der Ks-Wert ist.
2. 
   Der Elektrolytniederschlag löst sich auf, wenn das Produkt der Konzentrationen der Elektrolytionen in der Lösung kleiner als der Ks-Wert dieses Elektrolyten ist.

D. Lernaufgaben

Notiz. Wenn die Löslichkeit eines Elektrolyten in mol/L ausgedrückt wird, ist dies die molare Konzentration des Elektrolyten.

Aufgabe Nr. 1 Die Löslichkeit von BaF 2 in Wasser bei 18°C ​​beträgt 7,5·10 -3 mol/l. Berechnen Sie die Löslichkeitskonstante von BaF 2 bei dieser Temperatur.

Gegeben: Lösung.

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

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

1. 
   Wenn 1 Mol BaF 2 dissoziiert, werden 1 Mol Ba 2+-Ionen und 2 Mol F – -Ionen gebildet, daher ist die Konzentration der Ba 2+-Ionen gleich der Löslichkeit (Konzentration) von BaF 2 und der Konzentration von F-Ionen sind doppelt so groß, d.h.

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

1. 
   Die Löslichkeitskonstante von BaF 2 ist gleich:

Ks (BaF 2) = 7,5 · 10 -3 (1,5 · 10 -2) 2 = 16,875 · 10 -7 = 1,69 · 10 -6
Antwort: Ks (BaF 2) = 1,69 · 10 -6
Aufgabe Nr. 2. Die Löslichkeitskonstante von Mangansulfid MnS beträgt bei 25° C 2,5 · 10 -10. Berechnen Sie die Löslichkeit von Mangansulfid in Wasser (in mol/l) bei dieser Temperatur.

Gegeben: Lösung.

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

C(MnS) - ? Ks (MnS) = ·

1. 
   Bei der Dissoziation von 1 Mol MnS werden 1 Mol Mn 2+- und S 2--Ionen gebildet, daher sind die Konzentrationen der Mn 2+- und S 2--Ionen gleich der Konzentration (Löslichkeit in Mol/l) des MnS-Elektrolyt. Wenn wir die Konzentrationen der Mn 2+- und S 2--Ionen mit X bezeichnen, erhalten wir:

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

X =

Antwort: Die Löslichkeit von Mangansulfid in Wasser bei 25°C beträgt 1,58·10 -5 mol/l.
Aufgabe Nr. 3. Ks (CdS) = 7,1·10 -28. Wird ein Niederschlag von Cadmiumsulfid CdS ausfallen, wenn das gleiche Volumen einer 0,01 N-Lösung von Natriumsulfid Na 2 S zu 1 Liter einer 0,1 N-Lösung von Cadmiumnitrat Cd(NO 3) 2 gegeben wird? Der Dissoziationsgrad der Ausgangselektrolyte wird mit Eins angenommen.

Gegeben: Lösung:

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

V(Cd(NO 3) 2) = V(Na 2 S) = 1l Ein CdS-Niederschlag entsteht, wenn ·[ S 2- ]> Ks (CdS)

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

C f 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)

Bildet sich ein CdS-Niederschlag? C(Cd(NO 3) 2) = ½ · 0,1 = 0,05 mol/l

C(Cd 2+) = 0,05 mol/l (vor dem Mischen der Lösungen)

3. Na 2 S⇄ 2Na + + S 2-

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

C(Na 2 S) = ½ · 0,01 = 0,005 mol/l; C(S 2-) = 0,005 mol/l (vor dem Mischen der Lösungen).

4. Nach dem Mischen von 1 Liter Cd(NO 3) 2 und 1 Liter Na 2 S verdoppelte sich das Volumen der Lösung und die Konzentrationen der Ionen pro Volumeneinheit verringerten sich um die Hälfte und wurden gleich:

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, daher wird CdS ausfallen

D. Probleme zur unabhängigen Lösung.

Aufgabe 1. 3 Liter einer bei Raumtemperatur gesättigten Lösung von Blei(II)sulfat PbSO 4 enthalten 0,132 g Salz. Berechnen Sie Ks(PbSO 4). (Antwort: 2.1·10 -8).

Problem 2 . Die Löslichkeitskonstante von Silberiodid AgI bei 25°C beträgt 1,5·10 -16. Berechnen Sie die Löslichkeit von AgI in Wasser bei dieser Temperatur (in mol/l). (Antwort: Die Löslichkeit von AgI beträgt 1,22·10 -8 mol/l).
3. Fällt ein Niederschlag aus Silberdichromat Ag 2 Cr 2 O 7 aus, wenn gleiche Volumina von 0,05 N-Lösungen von AgNO 3 und K 2 Cr 2 O 7 gemischt werden? Ks (Ag 2 Cr 2 O 7) = 2 ·10 -7 (25°C). Der Dissoziationsgrad von AgNO 3 und K 2 Cr 2 O 7 wird gleich eins angenommen. (Antwort: Es bildet sich ein Ag 2 Cr 2 O 7-Niederschlag).

Seite 1

6. Löslichkeitskonstante. Löslichkeit.

In einem System bestehend aus einer Lösung und einem Niederschlag finden zwei Prozesse statt – Auflösung des Niederschlags und Fällung. Die Gleichheit der Geschwindigkeiten dieser beiden Prozesse ist eine Gleichgewichtsbedingung.

Eine gesättigte Lösung ist eine Lösung, die im Gleichgewicht mit dem Niederschlag steht.

Wenden wir das Massenwirkungsgesetz auf das Gleichgewicht zwischen Niederschlag und Lösung an.

AgCl(fest) Ag + + Cl -

Da = const gilt:

K = K SAgCl = In allgemeiner Form gilt:

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

Löslichkeitskonstante K S (oder Löslichkeitsprodukt PR) – das Produkt der Ionenkonzentrationen in einer gesättigten Lösung eines schwerlöslichen Elektrolyten – ist ein konstanter Wert und hängt nur von der Temperatur ab.

Beispiele für K S-Werte für eine Reihe von Salzen:

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.

Löslichkeit Schwerlösliche Stoffe können in Mol pro Liter ausgedrückt werden. Abhängig vom Wert von s können Stoffe in schwerlösliche - s unterteilt werden< 10 -4 моль/л, среднерастворимые - 10 -4 моль/л  s  10 -2 моль/л и хорошо растворимые s >10 -2 mol/l.

Die Löslichkeit von Verbindungen hängt von ihrer Löslichkeitskonstante ab. Für AgCl gilt:

AgCl(fest) Ag + + Cl -

Löslichkeit s – molare Konzentration von AgCl in Lösung:

s = = m/(MV) = s = = .

Daher K S AgCl =  = s 2 und s=
.

Im Allgemeinen gilt für A m B n: A m B n (tv.) mA +n + nB -m

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

Beispiel. Finden Sie die Löslichkeit von AgCl (KS = 1,610 -10) und Ag 2 CrO 4 (KS = 1,210 -12).

Lösung. 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.

Normalerweise gilt: Je niedriger die Löslichkeit, desto niedriger ist K S, in diesem Fall für Verbindungen verschiedener Typen s(AgCl)< s(Ag 2 CrO 4), хотя K S (AgCl) >K S (Ag 2 CrO 4).

Voraussetzung für die Ausfällung und Auflösung von Sedimenten

Für das Gleichgewicht zwischen Niederschlag und Lösung – einer gesättigten Lösung – gilt im Fall von AgCl:

AgCl Ag + + Cl -  = K S .

Die Ablagerungsbedingung wird wie folgt geschrieben:  > K S

Während der Fällung nehmen die Ionenkonzentrationen ab, bis sich ein Gleichgewicht einstellt.

Die Bedingung für die Auflösung eines Niederschlags oder das Vorhandensein einer gesättigten Lösung wird wie folgt geschrieben: < K S .

Wenn sich der Niederschlag auflöst, erhöht sich die Ionenkonzentration, bis sich ein Gleichgewicht einstellt.

Gemeinsamer Ioneneffekt

Die Zugabe eines gemeinsamen Ions verringert die Löslichkeit schwerlöslicher Verbindungen.

Beispiel. Lassen Sie uns die Löslichkeit von AgCl in einer 0,1 M NaCl-Lösung ermitteln.

Lösung. AgCl Ag + + Cl -

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

Die Löslichkeit von AgCl in Wasser (siehe oben) beträgt 1,3410 -5 mol/l, die Löslichkeit von AgCl in 0,1 M NaCl beträgt 1,610 -9 mol/l, d.h. 10 4 mal weniger.

Salzeffekt

Eine Erhöhung der Ionenstärke einer Lösung erhöht die Löslichkeit schwerlöslicher Verbindungen.

Da die Konzentrationen der bei der Dissoziation schwerlöslicher Verbindungen gebildeten Ionen sowie die Ionenstärke der resultierenden Lösungen gering sind, erweist es sich als möglich, in K S-Ausdrücken Ionenkonzentrationen anstelle ihrer Aktivitäten zu verwenden. In Fällen, in denen starke Elektrolyte in der Lösung vorhanden sind, die eine hohe Ionenstärke der Lösung verursachen, ist es notwendig, die Aktivität der Ionen im Ausdruck für K S zu ersetzen.

Bestimmen wir die Löslichkeit von AgCl in 0,1 M NaCl unter Berücksichtigung der Ionenstärke der Lösung

AgCl Ag + + Cl -

Für 0,1 M NaCl  = 0,1 und 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, also 1,64 mal mehr als ohne Berücksichtigung der Ionenstärke der Lösung. Die Salzwirkung ist deutlich geringer als die Wirkung des gleichnamigen Ions.

Beispiel. Die Löslichkeit von Mg(OH) 2 beträgt 0,012 g/l. Finden Sie K S .

Lösung. 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 .

Beispiel. Bildet sich ein PbCl 2 -Niederschlag, wenn gleiche Volumina von Lösungen von 0,1 M Pb(NO 3) 2 und 0,1 M NaCl gemischt werden, wenn K S (PbCl 2) =

Lösung. Nach dem Mischen der Lösungen sinken die Ionenkonzentrationen um die Hälfte, d. h. wir haben: = = = 0,05 M, a = 0,1 M. Finden Sie die Ionenstärke der Lösung:

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

Wir finden die Aktivitätskoeffizienten: f Pb2+ = 0,24 und f Cl - = 0,70.

Für PbCl 2 Pb +2 + 2Cl -

K S PbCl2 = a Pb2+ a Cl - 2, berechnen Sie den Wert von a Pb2+ a Cl - 2 für unsere Lösung:

a Pb2+ a Cl - 2 = f Pb2+ (f Cl -) 2 = 0,240,050,70 2 0,05 2 = 1,4710 -5, was weniger als PR PbCl2 (1,610 -5) ist, es bildet sich also kein Niederschlag.

7. Redoxreaktionen

Redoxreaktionen- Dies sind Reaktionen, die mit einer Änderung der Oxidationsstufen von Elementen ablaufen. Der Oxidationszustand ist die Nennladung eines Atoms in einem Molekül, wobei alle polaren Bindungen als ionisch gelten.

Oxidation- Dies ist der Prozess der Elektronenabgabe.

Erholung ist der Prozess des Hinzufügens von Elektronen.

Oxidationsmittel- ist ein Atom, Molekül oder Ion, das Elektronen aufnimmt und seinen Oxidationszustand senkt, d. h. wird wiederhergestellt.

Reduktionsmittel- ist ein Atom, Molekül oder Ion, das Elektronen abgibt und seinen Oxidationszustand erhöht, d. h. oxidiert.

Typische Reduktions- und Oxidationsmittel

Reduzierstücke: a) Metalle – je niedriger das Ionisierungspotential, desto stärker die reduzierenden Eigenschaften; b) Verbindungen von Elementen in niedrigeren Oxidationsstufen (NH 3, H 2 S, HBr, HI usw.), in denen alle Orbitale besetzt sind und nur Elektronen abgeben können.

Oxidationsmittel: a) Nichtmetalle (F 2, Cl 2, Br 2, O 2 usw.) – je größer die Elektronenaffinität, desto stärker die oxidierenden Eigenschaften; b) Metallionen in hohen Oxidationsstufen (Fe 3+, Sn 4+, Mn 4+ usw.); c) Verbindungen von Elementen in höheren Oxidationsstufen (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, NaBiO 3, HNO 3, H 2 SO 4 (konz.) usw.), bei denen bereits alle Valenzelektronen abgegeben wurden und können nur Oxidationsmittel sein.

Verbindungen von Elementen in mittleren Oxidationsstufen (HNO 2, H 2 SO 3, H 2 O 2 usw.) können abhängig von den Redoxeigenschaften des zweiten Reagens oxidierende und reduzierende Eigenschaften aufweisen.

H 2 SO 3 + 2H 2 S = 3S + 3H 2 O

oxidiert wiederherstellen

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

wiederherstellen oxidiert

		Reduktionsmittel (stark)
		Oxidationsmittel (schwach)
		Reduktionsmittel (schwach)
		Oxidationsmittel (stark)
		Reduktionsmittel
		Reduktionsmittel, Oxidationsmittel
		Reduktionsmittel, Oxidationsmittel
		Oxidationsmittel

Oxidationsmittel, die Elektronen aufnehmen, also reduziert werden, gehen in die reduzierte Form über:

F 2 + 2e  2F -

oxidiert wiederherstellen

Reduktionsmittel, die Elektronen abgeben, also oxidieren, gehen in die oxidierte Form über:

Na 0 - 1e  Na +

wiederherstellen oxidiert

Somit liegen sowohl Oxidationsmittel als auch Reduktionsmittel in oxidierter (höherer Oxidationsstufe des Elements) und reduzierter (niedrigere Oxidationsstufe des Elements) Form vor. Gleichzeitig ist der Übergang von der oxidierten zur reduzierten Form eher typisch für Oxidationsmittel und der Übergang von der reduzierten zur oxidierten Form typisch für Reduktionsmittel. Umgekehrte Prozesse sind nicht typisch und wir glauben beispielsweise nicht, dass F – ein Reduktionsmittel und Na + ein Oxidationsmittel ist.

Das Gleichgewicht zwischen der oxidierten und reduzierten Form wird durch das Redoxpotential charakterisiert, das von den Konzentrationen der oxidierten und reduzierten Form, der Reaktion der Umgebung, der Temperatur usw. abhängt. Es kann berechnet werden durch Nernst-Gleichung:

E = E o +

wo ist die molare Konzentration der oxidierten Form;

[Reduziert] – molare Konzentration der reduzierten Form;

n ist die Anzahl der an der Halbreaktion beteiligten Elektronen;

E 0 - Standardwert des Redoxpotentials; E = E 0 wenn [Ausbeute] = [Ok] = 1 mol/l;

Die Werte der Standardelektrodenpotentiale E 0 sind in Tabellen angegeben und charakterisieren die oxidierenden und reduzierenden Eigenschaften von Verbindungen: Je positiver der Wert von E 0, desto stärker die oxidierenden Eigenschaften und je negativer der Wert von E 0, desto stärker stärker die reduzierenden Eigenschaften.

Zum Beispiel:

F 2 + 2e  2F - E 0 = 2,87 V - starkes Oxidationsmittel

Na + + 1e  Na 0 E 0 = -2,71 V – starkes Reduktionsmittel

(Bei Reduktionsreaktionen wird der Vorgang immer aufgezeichnet).

Da es sich bei der Redoxreaktion um eine Kombination aus zwei Halbreaktionen, Oxidation und Reduktion, handelt, wird sie durch die Differenz zwischen den Standardelektrodenpotentialen des Oxidationsmittels (E 0 ok) und des Reduktionsmittels (E 0 wiederherstellen) charakterisiert – elektromotorische Kraft (EMK) E 0 :

E 0 = E 0 ok - E 0 wiederherstellen,

E.m.f. Reaktion E 0 hängt mit der Änderung der freien Gibbs-Energie G zusammen: G = -nFE 0, und andererseits hängt G mit der Gleichgewichtskonstante K der Reaktion durch die Gleichung G = - zusammen 2.3RTlnK.

Aus den letzten beiden Gleichungen folgt die Beziehung zwischen EMK. und die Gleichgewichtskonstante der Reaktion:

E = (2,3RT/nF)lnK.

E.m.f. Reaktionen bei anderen Konzentrationen als der Standardkonzentration (d. h. ungleich 1 mol/l) E ist gleich:

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

Im Gleichgewichtsfall ist G = 0 und daher E =0. Daraus ergibt sich E = (0,059/n)logK und K = 10 n E /0,059.

Damit die Reaktion spontan abläuft, muss folgende Voraussetzung erfüllt sein: G<0 или К>>1, was der Bedingung E 0 >0 entspricht. Um die Möglichkeit des Auftretens dieser Redoxreaktion zu bestimmen, ist es daher notwendig, den Wert von E 0 zu berechnen. Wenn E 0 0, findet die Reaktion statt. Wenn E 0 0, findet die Reaktion nicht statt.

Beispiel 1. Bestimmen Sie die Möglichkeit, dass eine Reaktion auftritt

2FeCl 3 + 2KI  2FeCl 2 + 2KCl + I 2

Lösung: Wir stellen fest, dass das Oxidationsmittel das Fe +3-Ion ist, das zu Fe +2 reduziert wird, und dass das Reduktionsmittel I - ist, das zu I 2 oxidiert wird. Aus der Tabelle finden wir die Werte der Standardelektrodenpotentiale: E 0 (Fe +3 /Fe +2) = 0,77 V und E 0 (I 2 /2I -) = 0,54 V. Wir berechnen E 0:

E 0 = E 0 ok - E 0 Wiederherstellung = 0,77 - 0,54 = 0,23 in 0.

Beispiel 2. Bestimmen Sie die Möglichkeit, dass eine Reaktion auftritt

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

Lösung. Wir finden, dass das Oxidationsmittel das Permanganation MnO 4 - ist, das sich in Mn +2 umwandelt, und das Reduktionsmittel das Chloridion ist, das sich in gasförmiges Chlor Cl 2 umwandelt. Ihre Potentiale ermitteln wir aus der Tabelle: E 0 (MnO 4 - /Mn +2) = 1,51 V und E 0 (Cl 2 /2Cl -) = 1,36 V. Wir berechnen

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

Die Reaktion ist möglich, da E 0  0.

OVR-Klassifizierung

1. Intermolekulare Oxidations-Reduktions-Reaktionen – das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel sind Bestandteile verschiedener Stoffe:

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

wiederherstellen oxidiert

2. Disproportionierungsreaktionen – ein Element in einer mittleren Oxidationsstufe ist ein Oxidationsmittel und ein Reduktionsmittel:

2KOH + Cl2 = KCl + KClO + H2O

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

Bei diesen Reaktionen sind Chlor und N +3 Oxidations- und Reduktionsmittel.

3. Intramolekulare Oxidations-Reduktions-Reaktionen – das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel sind Teil einer Substanz:

2KClO3
2KCl + 3O 2

NH 4 NO 3 N 2 O + 2H 2 O

Bei diesen Reaktionen sind O -2, Cl +5 und N -3, N +5 Reduktionsmittel bzw. Oxidationsmittel.

Es ist zu beachten, dass die Richtung der ORR und die Art der Reaktionsprodukte von den Redoxeigenschaften der reagierenden Substanzen und der Art des Mediums (sauer, neutral oder alkalisch) abhängen. Beispielsweise bildet Kaliumpermanganat KMnO 4, das ausschließlich oxidierende Eigenschaften aufweist, beim Übergang von einer sauren in eine neutrale und alkalische Umgebung unterschiedliche Reduktionsprodukte und sein Redoxpotential nimmt ab:

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

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

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

Chrom(VI)-Verbindungen sind in einer sauren Umgebung (E0 = +1,33 V) starke Oxidationsmittel, die zu Cr +3 reduziert werden, und Chrom(III)-Verbindungen zeigen in einer alkalischen Umgebung (E0 = -0,13 V) eine Reduktionsfähigkeit und oxidieren zu Chrom(VI)-Verbindungen.

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

pH > 7: CrO 4 2- + 3e  3- (grün)

Wasserstoffperoxid H 2 O 2, das Sauerstoff in der mittleren Oxidationsstufe -1 enthält, weist oxidierende oder reduzierende Eigenschaften auf, und je nach pH-Wert der Lösung ändern sich ihr Elektrodenpotential und die Produkte, zu denen es reduziert oder oxidiert wird.

H 2 O 2 - Oxidationsmittel:

pH > 7: H 2 O 2 + 2H + + 2e 2H 2 O

pH  7: H 2 O 2 + 2e 2OH -

H 2 O 2 - Reduktionsmittel:

pH > 7: H 2 O 2 - 2e O 2 + 2H +

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

Um ORR korrekt zu schreiben, müssen daher die Bedingungen für das Auftreten dieser Reaktion berücksichtigt werden.

Ionenelektronische Methode zur Herstellung von OVR

Die ionenelektronische Methode (oder Halbreaktionsmethode) wird verwendet, um in Lösungen auftretende ORRs zu ermitteln. Es basiert auf der Zusammenstellung einzelner Halbreaktionen für Reduktions- und Oxidationsprozesse in Form von ionenmolekularen Gleichungen. In diesem Fall müssen die Regeln zum Schreiben von Ionenreaktionsgleichungen berücksichtigt werden: Starke Elektrolyte werden in Form von Ionen geschrieben, schwache Elektrolyte und schwerlösliche Substanzen werden in Form von Molekülen geschrieben.

Das Verfahren zur Erstellung des OVR

1. Die linke Seite der molekularen ORR-Gleichung wird geschrieben, das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel werden bestimmt.

2. Halbreaktionen werden getrennt für die Reduktions- und Oxidationsprozesse in Form von ionisch-molekularen Gleichungen geschrieben, in denen die linke und rechte Seite (Sauerstoffüberschuss bzw. Sauerstoffmangel auf der linken Seite) unter Berücksichtigung des pH-Werts der beiden angeglichen werden Lösung mit H 2 O-Molekülen, H + oder OH - Ionen:

pH-Wert< 7: избыток [O] 2H + + [O]  H 2 O

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

Mangel [O] H 2 O - [O]  2H +

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

Mangel [O] 2OH - - [O]  H 2 O.

3. Die Ladungssummen auf der linken und rechten Seite der Halbreaktionen werden durch Hinzufügen oder Entfernen von Elektronen ausgeglichen. Anschließend werden Multiplikatoren für die Halbreaktionen ausgewählt.

4. Die Gesamtionen-Molekül-ORR-Gleichung wird unter Berücksichtigung der Faktoren geschrieben.

5. Die rechte Seite der molekularen ORR-Gleichung wird hinzugefügt und die Koeffizienten aus der Ionen-Molekül-Gleichung werden auf diese übertragen.

Beispiel 1. Wechselwirkung von KMnO 4 mit Na 2 SO 3 in saurer Umgebung.

1. Schreiben Sie die linke Seite der Gleichung und bestimmen Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel:

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

oxidiert wiederherstellen Mittwoch

2. Wir stellen Halbreaktionen für Reduktions- und Oxidationsprozesse unter Berücksichtigung des sauren Milieus zusammen. In einer sauren Umgebung wird das Permanganation MnO 4 – zum Mn 2+-Ion reduziert und das Sulfition SO 3 2- zum Sulfation SO 4 2- oxidiert:

MnO 4 -  Mn +2 - wir binden überschüssigen Sauerstoff mit H + -Ionen,

SO 3 2-  SO 4 2- – wir entziehen dem Wasser den fehlenden Sauerstoff und es werden H+-Ionen freigesetzt.

Wir erhalten die folgenden Halbreaktionen:

MnO 4 - + 8H +  Mn +2 + 4H 2 O

SO 3 2- + H 2 O  SO 4 2- + 2H +

3. Wir zählen die Summen der Ladungen auf der linken und rechten Seite beider Halbreaktionen und gleichen die Ladungen mithilfe von Elektronen aus, indem wir Faktoren auswählen:

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

4. Wir schreiben die gesamte ionenmolekulare ORR-Gleichung unter Berücksichtigung der Faktoren:

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 +

Wir reduzieren Wasserstoffionen und Wassermoleküle und erhalten:

5. Wir addieren die rechte Seite der Molekülgleichung und übertragen die Koeffizienten der Ionen-Molekülgleichung hinein. Die endgültige Gleichung sieht folgendermaßen aus:

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-

Beispiel 2. Die Oxidation von Chrom(III)-nitrat mit Wasserstoffperoxid in alkalischem Medium ist eine qualitative Reaktion zum Cr 3+-Ion. In einer alkalischen Umgebung wird das Cr 3+ -Ion zum Chromation CrO 4 2- oxidiert, das eine gelbe Farbe hat.

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. Koordinationsverbindungen

Koordinierung(Komplex) Verbindungen- Dies sind Verbindungen mit einer Donor-Akzeptor-Bindung. Koordinationsverbindungen bestehen aus Ionen der inneren und äußeren Sphäre. In der Formel einer komplexen Verbindung sind die Ionen der inneren Kugel in eckige Klammern eingeschlossen. Innenkugelionen – Komplexionen – bestehen aus einem Komplexbildner (Zentralion) und Liganden. Die Anzahl der Liganden in der inneren Sphäre des Komplexes wird Koordinationszahl genannt. Die Zähnigkeit eines Liganden ist die Anzahl der Bindungen, über die ein bestimmter Ligand mit einem Komplexbildner verbunden ist.

Beispiel: K 3

1. Ionen der äußeren Kugel - 3K +

2. Inneres Kugelion - 3-

3. Komplexbildner - Fe 3+

4. Ligand - CN -, seine Zahnzahl - 1

5. Koordinationsnummer - 6

Allgemeines und anorganischChemie. M.: Chemie, 1992–2004. Solowjew...

Chemie, die die Qualität der Vorbereitung der Studierenden auf das Bestehen des Einheitlichen Staatsexamens in Chemie gewährleistet (am Beispiel der Themen des Kurses „Allgemeine und Anorganische Chemie“), pädagogisches und methodisches Handbuch

Toolkit

Notwendige Informationen zur Wiederholung des Kurses“ Allgemein Und anorganischChemie", und unterschiedliche Komplexitätsstufen und... Erledigung von Testaufgaben…………………………….. Kursthemen „ Allgemein Und anorganischChemie" Periodengesetz und Struktur des Atoms…………………………………….…… ...

Lehrbuch der Allgemeinen und Anorganischen Chemie

Gesetz

Allgemein Und anorganischChemie: Lehrbuch. Zulage / V.V. Baraguzina, I.V. Bogomolova, E.V. Fedorenko. - M.: ... Standard und Lehrplan für die Disziplin“ Allgemein Und anorganischChemie". Mit dem Buch können Sie sich schnell die Grundlagen aneignen...