Προϊόν διαλυτότητας nis. Προϊόν διαλυτότητας

Ορισμός

Ας βάλουμε λίγο αλάτι, για παράδειγμα, AgCl, σε ένα ποτήρι ζέσεως και προσθέτουμε απεσταγμένο νερό στο ίζημα. Σε αυτή την περίπτωση, τα ιόντα Ag + και Cl -, που βιώνουν έλξη από τα γύρω δίπολα νερού, σταδιακά αποσπώνται από τους κρυστάλλους και μεταφέρονται σε διάλυμα. Σε σύγκρουση στο διάλυμα, τα ιόντα Ag + και Cl - σχηματίζουν μόρια AgCl και εναποτίθενται στην επιφάνεια των κρυστάλλων. Έτσι, δύο αμοιβαία αντίθετες διεργασίες συμβαίνουν στο σύστημα, οι οποίες οδηγούν σε δυναμική ισορροπία, όταν ανά μονάδα χρόνου ο ίδιος αριθμός ιόντων Ag + και Cl- διέρχεται στο διάλυμα καθώς κατακρημνίζονται. Η συσσώρευση ιόντων Ag + και Cl - στο διάλυμα σταματά, με αποτέλεσμα κορεσμένο διάλυμα. Κατά συνέπεια, θα εξετάσουμε ένα σύστημα στο οποίο υπάρχει ένα ίζημα ενός ελάχιστα διαλυτού άλατος σε επαφή με ένα κορεσμένο διάλυμα αυτού του άλατος. Σε αυτή την περίπτωση, συμβαίνουν δύο αμοιβαία αντίθετες διαδικασίες:

1) Μετάβαση ιόντων από ίζημα σε διάλυμα. Ο ρυθμός αυτής της διαδικασίας μπορεί να θεωρηθεί σταθερός σε σταθερή θερμοκρασία: V 1 = K 1 ;
2) Καθίζηση ιόντων από διάλυμα. Ο ρυθμός αυτής της διεργασίας V 2 εξαρτάται από τη συγκέντρωση των ιόντων Ag + και Cl -. Σύμφωνα με το νόμο της μαζικής δράσης:

Αφού το σύστημα αυτό βρίσκεται σε κατάσταση ισορροπίας, τότε

V 1 = V 2
k 2 = k 1

• = k 2 / k 1 = const (σε T = const)

Ετσι, το γινόμενο των συγκεντρώσεων ιόντων σε ένα κορεσμένο διάλυμα ενός ελάχιστα διαλυτού ηλεκτρολύτη σε σταθερή θερμοκρασία είναι σταθερόΜέγεθος. Αυτή η ποσότητα ονομάζεται προϊόν διαλυτότητας (SP).

Στο παράδειγμα που δίνεται, PRagCl = . . Σε περιπτώσεις όπου ο ηλεκτρολύτης περιέχει δύο ή περισσότερα πανομοιότυπα ιόντα, η συγκέντρωση αυτών των ιόντων πρέπει να αυξηθεί στην κατάλληλη ισχύ κατά τον υπολογισμό του προϊόντος διαλυτότητας.
Για παράδειγμα, PRAg 2 S = 2

• ; PRPbI 2 = 2

Γενικά, η έκφραση για το προϊόν διαλυτότητας για έναν ηλεκτρολύτη είναι A m B n
PRA m B n = [A] m [B] n .
Οι τιμές του προϊόντος διαλυτότητας είναι διαφορετικές για διαφορετικές ουσίες.
Για παράδειγμα, PRCaCO 3 = 4,8

• 10 -9 ; PRagCl = 1,56 10 -10.

Το PR είναι εύκολο να υπολογιστεί, γνωρίζοντας τη διαλυτότητα της ένωσης σε δεδομένο t°.

Παράδειγμα 1
Η διαλυτότητα του CaCO 3 είναι 0,0069 ή 6,9

• 10 -3 g/l. Βρείτε PRCaCO 3.

Λύση
Ας εκφράσουμε τη διαλυτότητα σε mol:
SCaCO 3 = (6,9

· 10 -3 ) / 100,09 = 6,9. 10 -5 mol/l

MCaCO3
Εφόσον κάθε μόριο CaCO 3 δίνει, όταν διαλυθεί, ένα ιόν Ca 2+ και CO 3 2-, τότε
= [CO 3 2- ] = 6,9

• 10 -5 mol/l,

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

Γνωρίζοντας την τιμή PR, μπορεί κανείς με τη σειρά του να υπολογίσει τη διαλυτότητα μιας ουσίας σε mol/l ή g/l.

Παράδειγμα 2
Προϊόν διαλυτότητας PRPbSO 4 = 2,2

• 10 -8 g/l.

Ποια είναι η διαλυτότητα του PbSO 4;

Λύση
Ας υποδηλώσουμε τη διαλυτότητα του PbSO 4 με X mol/l. Έχοντας εισέλθει στο διάλυμα, τα X moles PbSO 4 θα δώσουν ιόντα X Pb 2+ και ιόντα X SO 4 2-, δηλ.:

Χ
PRPbSO 4 = =

• < ПРAgCl - ненасыщенный раствор

• = PRAgCl - κορεσμένο διάλυμα

• > PRagCl - υπερκορεσμένο διάλυμα

Ένα ίζημα σχηματίζεται όταν το προϊόν των συγκεντρώσεων ιόντων ενός ελάχιστα διαλυτού ηλεκτρολύτη υπερβαίνει την τιμή του προϊόντος διαλυτότητάς του σε μια δεδομένη θερμοκρασία.Όταν το ιοντικό προϊόν γίνει ίσο με την τιμή PR, η καθίζηση σταματά. Γνωρίζοντας τον όγκο και τη συγκέντρωση των μικτών διαλυμάτων, είναι δυνατό να υπολογιστεί εάν θα καταβυθιστεί ένα ίζημα του προκύπτοντος άλατος.

Παράδειγμα 3
Σχηματίζεται ίζημα όταν αναμειγνύονται ίσοι όγκοι 0,2 Μ διαλυμάτων Pb(NO 3) 2 και NaCl.
PRPbCl 2

• 10 -4 .

Λύση
Όταν αναμειγνύεται, ο όγκος του διαλύματος διπλασιάζεται και η συγκέντρωση κάθε ουσίας μειώνεται στο μισό, δηλ. θα γίνει 0,1 M ή 1,0

• 10 -1 mol/l. Οι συγκεντρώσεις Pb 2+ και Cl - θα είναι ίδιες. Επομένως, 2 = 1 10 -1 (1 10 -1) 2 = 1 10 -3. Η τιμή που προκύπτει υπερβαίνει το PRPbCl 2 (2,4 10 -4). Επομένως, μέρος του άλατος PbCl 2 κατακρημνίζεται. Από όλα τα παραπάνω, μπορούμε να συμπεράνουμε για την επίδραση διαφόρων παραγόντων στο σχηματισμό της βροχόπτωσης.

Επίδραση συγκέντρωσης διαλύματος
Ένας ελάχιστα διαλυτός ηλεκτρολύτης με αρκετά μεγάλη τιμή PR δεν μπορεί να κατακρημνιστεί από αραιά διαλύματα. Για παράδειγμα, ένα ίζημα PbCl 2 δεν θα σχηματιστεί όταν αναμειγνύονται ίσοι όγκοι 0,1 Μ διαλυμάτων Pb(NO 3) 2 και NaCl. Κατά την ανάμιξη ίσων όγκων, οι συγκεντρώσεις κάθε ουσίας θα γίνουν 0,1 / 2 = 0,05 M ή 5

• 10 -2 mol/l. Ιονικό γινόμενο 2 = 5 10 -2 (5 10 -2) 2 = 12,5 10 -5. Η προκύπτουσα τιμή είναι μικρότερη από το PRPbCl 2, επομένως δεν θα σημειωθεί κατακρήμνιση.

Επιρροή της ποσότητας του κατακρημνιστή
Για την πληρέστερη δυνατή κατακρήμνιση, χρησιμοποιείται περίσσεια κατακρημνιστή.
Για παράδειγμα, κατακρημνίζουμε το άλας BaCO 3: BaCl 2 + Na 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2NaCl. Μετά την προσθήκη ισοδύναμης ποσότητας Na 2 CO 3, παραμένουν στο διάλυμα ιόντα Ba 2+, η συγκέντρωση των οποίων προσδιορίζεται από την τιμή PR.
Μια αύξηση στη συγκέντρωση των ιόντων CO 3 2- που προκαλείται από την προσθήκη μιας περίσσειας ιζηματοποιητή (Na 2 CO 3) θα συνεπάγεται μια αντίστοιχη μείωση στη συγκέντρωση των ιόντων Ba 2 + στο διάλυμα, δηλ. θα αυξήσει την πληρότητα της καθίζησης αυτού του ιόντος.

Επίδραση του ίδιου ιόντος
Η διαλυτότητα των ελάχιστα διαλυτών ηλεκτρολυτών μειώνεται παρουσία άλλων ισχυρών ηλεκτρολυτών που έχουν ιόντα με το ίδιο όνομα. Εάν ένα διάλυμα Na 2 SO 4 προστεθεί σταδιακά σε ένα ακόρεστο διάλυμα BaSO 4, τότε το ιοντικό προϊόν, το οποίο αρχικά ήταν μικρότερο από PRBaSO 4 (1,1

• 10 -10), θα φτάσει σταδιακά το PR και θα το ξεπεράσει. Θα αρχίσουν να σχηματίζονται βροχοπτώσεις.

Επίδραση θερμοκρασίας
Το PR είναι μια σταθερή τιμή σε σταθερή θερμοκρασία. Με την αύξηση της θερμοκρασίας, το PR αυξάνεται, επομένως η εναπόθεση πραγματοποιείται καλύτερα από ψυχρά διαλύματα.

Διάλυση ιζημάτων

Ο κανόνας του προϊόντος διαλυτότητας είναι σημαντικός για τη μετατροπή των κακώς διαλυτών ιζημάτων σε διάλυμα. Ας υποθέσουμε ότι πρέπει να διαλύσουμε το ίζημα BaCO 3. Το διάλυμα σε επαφή με αυτό το ίζημα είναι κορεσμένο σε σχέση με BaCO 3 .
Αυτό σημαίνει ότι = PRBaCO 3 .

Εάν προσθέσετε ένα οξύ σε ένα διάλυμα, τα ιόντα H + θα δεσμεύσουν τα ιόντα CO 3 2- που υπάρχουν στο διάλυμα σε μόρια εύθραυστου ανθρακικού οξέος:
2H + + CO 3 2- ® H 2 CO 3 ® H 2 O + CO 2 -
Ως αποτέλεσμα, η συγκέντρωση του ιόντος CO 3 2- θα μειωθεί απότομα και το ιοντικό προϊόν θα γίνει μικρότερο από την τιμή PRBaCO 3. Το διάλυμα θα είναι ακόρεστο σε σχέση με το BaCO 3 και μέρος του ιζήματος BaCO 3 θα εισέλθει σε διάλυμα. Προσθέτοντας αρκετό οξύ, ολόκληρο το ίζημα μπορεί να τεθεί σε διάλυμα. Κατά συνέπεια, η διάλυση του ιζήματος ξεκινά όταν, για κάποιο λόγο, το ιοντικό προϊόν ενός ελάχιστα διαλυτού ηλεκτρολύτη γίνει μικρότερο από την τιμή PR. Προκειμένου να διαλυθεί το ίζημα, ένας ηλεκτρολύτης εισάγεται στο διάλυμα, τα ιόντα του οποίου μπορούν να σχηματίσουν μια ελαφρώς διάσπαση ένωση με ένα από τα ιόντα του ελάχιστα διαλυτού ηλεκτρολύτη. Αυτό εξηγεί τη διάλυση ελάχιστα διαλυτών υδροξειδίων σε οξέα

Fe(OH) 3 + 3HCl ® FeCl 3 + 3H 2 O
Τα ιόντα ΟΗ δεσμεύονται σε μόρια H 2 O που έχουν ελαφρώς διαχωριστεί.

Τραπέζι. Προϊόν διαλυτότητας (SP) και διαλυτότητα στους 25°C ορισμένων ελάχιστα διαλυτών ουσιών

Τύπος	Διαλυτότητα	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 SOLUTION ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣ

Ο νόμος της δράσης της μάζας εφαρμόζεται σε ένα ετερογενές σύστημα ισορροπίας που αποτελείται από κρυστάλλους ενός ελάχιστα διαλυτού ηλεκτρολύτη (άλας, βάση, οξύ) και τα ιόντα του σε ένα κορεσμένο διάλυμα. Ας εξετάσουμε τις ισορροπίες που παρατηρούνται σε ένα κορεσμένο διάλυμα κάποιας ελάχιστα διαλυτής ουσίας, για παράδειγμα, CaSO 4. Σε αυτό το σύστημα, το ίζημα βρίσκεται σε ισορροπία με ένα κορεσμένο διάλυμα αυτής της ουσίας:

СaSO 4 Ca 2+ + SO 4 2–

διάλυμα ιζήματος

Όταν δημιουργηθεί ετερογενής ιοντική ισορροπία, τόσα ιόντα περνούν στο διάλυμα ανά μονάδα χρόνου όσες επιστρέφουν στο ίζημα (λόγω της αμελητέας διαλυτότητας, υποθέτουμε ότι ο βαθμός ιοντισμού του ηλεκτρολύτη στο διάλυμα είναι ίσος με 1). Η σταθερά ισορροπίας για τη διαδικασία της διάλυσης του ιζήματος έχει την ακόλουθη μορφή:

από όπου, K∙ TV = ∙

Η συγκέντρωση μιας στερεής ουσίας είναι μια σταθερή τιμή:

TV = συνθ.

Λαμβάνοντας αυτό υπόψη, το K∙sol ως προϊόν δύο σταθερών μεγεθών μπορεί επίσης να θεωρηθεί σταθερή τιμή, ένα ορισμένο σταθερό χαρακτηριστικό μιας δεδομένης ουσίας. Αυτή η σταθερά ονομάζεται προϊόν διαλυτότητας. Συμβολίζεται με PR:

Για ένα κορεσμένο διάλυμα θειικού ασβεστίου, το προϊόν διαλυτότητας στους 25 o C βρέθηκε να είναι 3,72∙10 -5 g-ion 2 /l 2.

Το προϊόν διαλυτότητας χαρακτηρίζει τη διαλυτότητα των ηλεκτρολυτών. Για τους δυαδικούς ηλεκτρολύτες, η διαλυτότητα είναι αριθμητικά ίση με

μικρό = √PR.

Γενικά, εάν ένας ελαφρώς διαλυτός ηλεκτρολύτης έχει σύνθετη σύσταση A n B m και η διάστασή του παράγει περισσότερα από δύο ιόντα:

A n B m ↔ nA a + + mB b – ,

τότε στην έκφραση της σταθεράς ισορροπίας οι συγκεντρώσεις ιόντων γράφονται σε δυνάμεις ίσες με τους στοιχειομετρικούς συντελεστές nΚαι Μ.

PR = n [B b – ] m

Ως εκ τούτου, Για ένα κορεσμένο υδατικό διάλυμα ενός ελάχιστα διαλυτού ηλεκτρολύτη, το γινόμενο των μοριακών συγκεντρώσεων ισορροπίας των ιόντων του σε δυνάμεις ίσες με τους στοιχειομετρικούς συντελεστές σε μια δεδομένη θερμοκρασία είναι μια σταθερή τιμή που ονομάζεται προϊόν διαλυτότητας.

Συγκρίνοντας τις τιμές των προϊόντων διαλυτότητας των ελάχιστα διαλυτών αλάτων, μπορείτε να δείτε ποιο από αυτά διαλύεται καλύτερα (Πίνακας 15).

Οι τιμές PR χρησιμοποιούνται στη γενική χημεία, την αναλυτική χημεία, την υδροχημεία, τη χημεία των ωκεανών, την οικολογία κ.λπ., επειδή επιτρέπουν την ποσοτική αξιολόγηση:

συνθήκες για το σχηματισμό και τη διάλυση ιζημάτων·

Η τιμή PR υποδηλώνει την προϋπόθεση για το σχηματισμό και τη διάλυση του ιζήματος:

Εάν n [B b – ] m = PR, τότε το ίζημα βρίσκεται σε ισορροπία με το διάλυμα (κορεσμένο διάλυμα).

Εάν n [B b – ] m > PR, τότε σχηματίζεται ίζημα (υπερκορεσμένο διάλυμα).

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

Πίνακας 15.

Προϊόν διαλυτότητας μερικών

Ελάχιστα διαλυτοί ηλεκτρολύτες στους 25 o C

Ηλεκτρολύτης		Ηλεκτρολύτης		Ηλεκτρολύτης

Έτσι, εάν κατά τη διάρκεια μιας συγκεκριμένης χημικής αντίδρασης, το προϊόν των συγκεντρώσεων των ιόντων που συμμετέχουν σε αυτήν γίνει μεγαλύτερο από το προϊόν της διαλυτότητας, τότε κατακρημνίζεται ένα ίζημα μιας ελάχιστα διαλυτής ουσίας. Και αντιστρόφως, εάν το προϊόν των συγκεντρώσεων των ιόντων ενός δεδομένου ηλεκτρολύτη στο κορεσμένο του διάλυμα ως αποτέλεσμα μιας ή άλλης αντίδρασης γίνει μικρότερο από το προϊόν διαλυτότητας για τα ιόντα αυτού του ηλεκτρολύτη, τότε το ίζημα πηγαίνει στο διάλυμα.

Από όλα τα παραπάνω, μπορούμε να συμπεράνουμε για την επίδραση διαφόρων παραγόντων στο σχηματισμό της βροχόπτωσης.

Επίδραση συγκέντρωσης διαλύματος. Ένας ελάχιστα διαλυτός ηλεκτρολύτης με αρκετά μεγάλη τιμή PR δεν μπορεί να κατακρημνιστεί από αραιά διαλύματα.Για παράδειγμα, ένα ίζημα PbCl 2 δεν θα σχηματιστεί όταν αναμειγνύονται ίσοι όγκοι 0,1 Μ διαλυμάτων Pb(NO 3) 2 και NaCl. Κατά την ανάμιξη ίσων όγκων, οι συγκεντρώσεις κάθε ουσίας θα γίνουν 0,1 / 2 = 0,05 M ή 5·10 -2 mol/l. Ιονικό προϊόν · 2 = 5·10 -2 ·(5·10 -2) 2 = 12,5·10 -5. Η προκύπτουσα τιμή είναι μικρότερη από το PR(PbCl 2), επομένως δεν θα σημειωθεί κατακρήμνιση.

Επιρροή της ποσότητας του κατακρημνιστή.Για την πληρέστερη δυνατή κατακρήμνιση, χρησιμοποιείται περίσσεια κατακρημνιστή. Για παράδειγμα, κατακρημνίζουμε το άλας BaCO 3:

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

Μετά την προσθήκη ισοδύναμης ποσότητας Na 2 CO 3, παραμένουν στο διάλυμα ιόντα Ba 2+, η συγκέντρωση των οποίων προσδιορίζεται από την τιμή PR. Μια αύξηση στη συγκέντρωση των ιόντων CO 3 2- που προκαλείται από την προσθήκη μιας περίσσειας ιζηματοποιητή (Na 2 CO 3) θα συνεπάγεται μια αντίστοιχη μείωση στη συγκέντρωση των ιόντων Ba 2 + στο διάλυμα, δηλ. θα αυξήσει την πληρότητα της καθίζησης αυτού του ιόντος.

Επίδραση του ίδιου ιόντος.Η διαλυτότητα των ελάχιστα διαλυτών ηλεκτρολυτών μειώνεται παρουσία άλλων ισχυρών ηλεκτρολυτών που έχουν ιόντα με το ίδιο όνομα. Εάν ένα διάλυμα Na 2 SO 4 προστεθεί σταδιακά σε ένα ακόρεστο διάλυμα BaSO 4, τότε το ιοντικό προϊόν, το οποίο αρχικά ήταν μικρότερο από το PR (BaSO 4) (1,1·10 -10), θα φτάσει σταδιακά το PR και θα το υπερβεί . Θα αρχίσουν να σχηματίζονται βροχοπτώσεις.

Αυτό χρησιμοποιείται, για παράδειγμα, στην καθίζηση πολύτιμων μετάλλων. Για παράδειγμα, PR AgCl σε νερό = 1,6×10 -10. Η συγκέντρωση του αργύρου σε ένα τέτοιο διάλυμα πάνω από AgCl θα είναι

Είναι πολύ ή λίγο; Αυτό είναι 1,4 mg αργύρου που χύνεται με κάθε λίτρο υγρών πλυσίματος στο εργοστάσιο ταινιών. Αν ξεπλύνουμε όχι με νερό, αλλά με διάλυμα NaCl 0,1 N, τότε

PR/ = 1,6×10 -9 mol/l,

εκείνοι. η συγκέντρωση του αργύρου που μεταφέρεται στο διάλυμα θα μειωθεί κατά 10.000 φορές.

Επίδραση θερμοκρασίας.Το PR είναι μια σταθερή τιμή σε σταθερή θερμοκρασία. Με την αύξηση της θερμοκρασίας, το PR αυξάνεται, επομένως η εναπόθεση πραγματοποιείται καλύτερα από ψυχρά διαλύματα.

Διάλυση ιζημάτων.Ο κανόνας του προϊόντος διαλυτότητας είναι σημαντικός για τη μετατροπή των κακώς διαλυτών ιζημάτων σε διάλυμα. Ας υποθέσουμε ότι πρέπει να διαλύσουμε το ίζημα BaCO 3. Το διάλυμα σε επαφή με αυτό το ίζημα είναι κορεσμένο σε σχέση με BaCO 3. Αυτό σημαίνει ότι

· = PR(BaCO 3).

Εάν προσθέσετε ένα οξύ σε ένα διάλυμα, τα ιόντα H + θα δεσμεύσουν τα ιόντα CO 3 2- που υπάρχουν στο διάλυμα σε μόρια εύθραυστου ανθρακικού οξέος:

2H + + CO 3 2- → H 2 CO 3

Ως αποτέλεσμα, η συγκέντρωση του ιόντος CO 3 2- θα μειωθεί απότομα και το ιοντικό προϊόν θα γίνει μικρότερο από την τιμή PR (BaCO 3). Το διάλυμα θα είναι ακόρεστο σε σχέση με το BaCO 3 και μέρος του ιζήματος BaCO 3 θα εισέλθει σε διάλυμα. Προσθέτοντας αρκετό οξύ, ολόκληρο το ίζημα μπορεί να τεθεί σε διάλυμα. Κατά συνέπεια, η διάλυση του ιζήματος ξεκινά όταν, για κάποιο λόγο, το ιοντικό προϊόν ενός ελάχιστα διαλυτού ηλεκτρολύτη γίνει μικρότερο από την τιμή PR. Προκειμένου να διαλυθεί το ίζημα, ένας ηλεκτρολύτης εισάγεται στο διάλυμα, τα ιόντα του οποίου μπορούν να σχηματίσουν μια ελαφρώς διάσπαση ένωση με ένα από τα ιόντα του ελάχιστα διαλυτού ηλεκτρολύτη. Αυτό εξηγεί τη διάλυση ελάχιστα διαλυτών υδροξειδίων σε οξέα

Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O

Τα ιόντα OH‾ συνδέονται σε ελαφρώς διασπαρμένα μόρια H 2 O.

Γνωρίζοντας το PR, είναι δυνατόν να εξηγήσουμε γιατί ορισμένες ουσίες διαλύονται και άλλες όχι. Αντίθετα, είναι εύκολο να εξηγηθεί γιατί κάποιες ουσίες καθιζάνουν και άλλες όχι.

Για παράδειγμα, το FeS διαλύεται σε υδροχλωρικό οξύ, αλλά το CuS όχι:

FeS + 2HCl → FeCl 2 + H 2 S

Οι τιμές του PR(FeS) = 3,7 10 –19, PR(CuS) = 8,5 10 –45. Συνεπάγεται ότι στην περίπτωση του θειούχου χαλκού σε ένα κορεσμένο διάλυμα υπάρχουν πολύ λίγα ιόντα S 2– και μόρια Η 2 Δεν θα σχηματιστεί S και, επομένως, η ισορροπία σε ένα κορεσμένο διάλυμα θειούχου χαλκού δεν θα διαταραχθεί. Το ίζημα δεν θα διαλυθεί. Στην περίπτωση του θειούχου σιδήρου (II), υπάρχουν αρκετά ιόντα σουλφιδίου για να σχηματιστούν μόρια H 2 S και η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα δεξιά. Το ίζημα θειούχου σιδήρου (II) διαλύεται.

Άλλο παράδειγμα: Το FeS δεν καταβυθίζεται από το διάλυμα από το H 2 S και κατακρημνίζεται από το διάλυμα (NH 4) 2 S:

FeCl2 + H2S≠

FeCl 2 + (NH 4) 2 S = FeS↓ + 2NH 4 Cl

Το υδρόθειο είναι ασθενές (K 2 = 1·10 –14). Ως εκ τούτου, δεν υπάρχουν αρκετά ιόντα S2 για να εκπληρωθεί η προϋπόθεση

> PR,

και δεν πέφτει ίζημα.

Το θειούχο αμμώνιο είναι ένας ισχυρός ηλεκτρολύτης και υπάρχουν αρκετά θειούχα ιόντα για να πληρούν την παραπάνω προϋπόθεση. Και αυτό οδηγεί σε βροχόπτωση.

Το προϊόν διαλυτότητας μπορεί να χρησιμοποιηθεί για τον επιλεκτικό διαχωρισμό ιόντων με καθίζηση από διαλύματα.

Για παράδειγμα, εξετάστε την κατάθεση ιόντα Ba 2+ και Sr 2+ από διάλυμα που περιέχει 0,010 mol/l BaCl 2 και 0,020 mol/l SrCl 2 χρησιμοποιώντας πυκνό διάλυμα Na 2 SO 4 .

Το PR του θειικού βαρίου και στροντίου προσδιορίζεται από τις αναλογίες

PR = = 1,5·10 –9 ;

PR = 7,6·10 –7.

Κατά συνέπεια, η κατακρήμνιση θειικού βαρίου παρουσία 0,010 mol/l ιόντων Ba 2+ δεν θα συμβεί μέχρι να φτάσει η συγκέντρωση του ιόντος SO 4 2-

1,5·10 –9 / 0,010 = 1,5·10 –7 mol/l.

Η καθίζηση του θειικού στροντίου θα ξεκινήσει με συγκέντρωση θειικού ιόντος ίση με

7,6·10 –7 / 0,020 = 3,8·10 –5 mol/l.

Κατά συνέπεια, τα ιόντα βαρίου θα αρχίσουν να καθιζάνουν πρώτα. Όταν η συγκέντρωση των θειικών ιόντων φτάσει τα 3,8·10 –5 mol/l, θα αρχίσει η καθίζηση του θειικού στροντίου. Μέχρι τότε η λύση θα παραμείνει

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

Αυτό θα αντιστοιχεί μόνο στο 0,39% της αρχικής ποσότητας ιόντων βαρίου. Το υπόλοιπο 99,6% των ιόντων βαρίου θα καταβυθιστεί πριν καταβυθιστεί το θειικό στρόντιο.

Σελίδα 1

ΜΑΘΗΜΑ Αρ.

Θέμα:Ετερογενείς ισορροπίες. Σταθερά διαλυτότητας.

Κίνητρο για τη μελέτη του θέματος.Στα βιολογικά υγρά μέσα κυριαρχούν ετερογενείς και όχι ομοιογενείς ισορροπίες. Η μελέτη αυτών των ισορροπιών και η κατεύθυνση των μετατοπίσεών τους δεν έχει μικρή πρακτική σημασία για την κατανόηση των προτύπων σχηματισμού και διάλυσης των ελάχιστα διαλυτών ουσιών στο σώμα.

Οι επιστήμονες που μελετούν τη βιολογική εξέλιξη πιστεύουν ότι η ποικίλη διαλυτότητα των φυσικών ενώσεων στο νερό έχει σημαντικό αντίκτυπο στην αφθονία τους στους ζωντανούς οργανισμούς. Υπάρχει στενή σχέση μεταξύ της διαλυτότητας των ενώσεων στο νερό και της τοξικής επίδρασης των ιόντων ενός αριθμού στοιχείων. Για παράδειγμα, η εισαγωγή ιόντων Al 3+ στο σώμα λόγω του σχηματισμού κακώς διαλυτού AlPO 4 οδηγεί σε ραχίτιδα.

Οι αντιδράσεις καθίζησης αποτελούν τη βάση της μεθόδου κατακρήμνισης, η οποία χρησιμοποιείται ευρέως στην ποσοτική ανάλυση των φαρμακευτικών προϊόντων. Η μέθοδος καθίζησης χρησιμοποιείται στην κλινική ανάλυση των χλωριδίων στα ούρα, το γαστρικό υγρό και το αίμα. στην υγειονομική και υγιεινή ανάλυση - στην ανάλυση του πόσιμου νερού.

Στόχος:Μελέτη ετερογενών ισορροπιών σε κορεσμένα διαλύματα ελάχιστα διαλυτών ηλεκτρολυτών.

Στόχοι μελέτης:

1. Αποκτήστε τις δεξιότητες για τον υπολογισμό της σταθεράς διαλυτότητας σε κορεσμένα διαλύματα ελάχιστα διαλυτών ηλεκτρολυτών.

2. Απόκτηση δεξιοτήτων στον υπολογισμό της διαλυτότητας ηλεκτρολυτών με βάση την τιμή της σταθεράς διαλυτότητας ηλεκτρολύτη.

3. Αποκτήστε δεξιότητες πρόβλεψης σχηματισμού και διάλυσης ιζημάτων.

Διάρκεια μαθήματος- 165 λεπτά (135 χρόνος μελέτης και 30 λεπτά διάλειμμα).

Τοποθεσία του μαθήματος- εκπαιδευτικό εργαστήριο (τμήμα γενικής χημείας)

Εργασίες για την ανεξάρτητη εργασία του μαθητή κατά τη διάρκεια του εξωσχολικού χρόνου (αυτο-μελέτη).

Α. Ερωτήσεις τεστ

1. Ετερογενείς ισορροπίες σε κορεσμένα διαλύματα ελάχιστα διαλυτών ηλεκτρολυτών.

2. Σταθερά διαλυτότητας.

3. Προϋποθέσεις σχηματισμού και διάλυσης υετού. Η επίδραση των ιόντων με το ίδιο όνομα στη διαλυτότητα ενός ελαφρώς διαλυτού ηλεκτρολύτη.

1. Γενική χημεία. Βιοφυσική χημεία. Χημεία βιογενών στοιχείων: Εγχειρίδιο για πανεπιστήμια / Yu.A. Ershov, V.A. Popkov, A.S. Berland et al. - 2η έκδ. - M.: VSh, 2000.

2. Εργαστήριο γενικής χημείας. Βιοφυσική χημεία. Χημεία βιογενών στοιχείων / επιμ. V.A. Popkova, A.V. Babkova - M.: VSh, 2006.

3. Puzakov S.A., Popkov V.A., Filippova A.A. Συλλογή προβλημάτων και ασκήσεων γενικής χημείας. - Μ.: VSh, 2007.

4. Εργαστήριο γενικής και βιοοργανικής χημείας / επιμ. Popkova V.A. – 3η έκδ.-Μ.: εκδοτικό κέντρο «Ακαδημία», 2008.-240σ.

Β. Εκπαιδευτικό υλικό.

Σε κορεσμένα διαλύματα ελάχιστα διαλυτών ηλεκτρολυτών, το γινόμενο της συγκέντρωσης των ιόντων αυτών των ηλεκτρολυτών αυξημένο στην ισχύ των στοιχειομετρικών συντελεστών τους είναι μια σταθερή τιμή σε μια ορισμένη θερμοκρασία και ονομάζεται σταθερά διαλυτότητας (Ks).

Με βάση την τιμή Ks, είναι δυνατό να προβλεφθεί ο σχηματισμός και η διάλυση των εναποθέσεων ηλεκτρολυτών:

1. 
   Ένας ηλεκτρολύτης καθιζάνει όταν το γινόμενο των συγκεντρώσεων των ιόντων του στο διάλυμα είναι μεγαλύτερο από την τιμή Ks.
2. 
   Το ίζημα του ηλεκτρολύτη διαλύεται όταν το προϊόν των συγκεντρώσεων των ιόντων ηλεκτρολύτη στο διάλυμα είναι μικρότερο από την τιμή Ks αυτού του ηλεκτρολύτη.

Δ. Μαθησιακές εργασίες

Σημείωση.Εάν η διαλυτότητα ενός ηλεκτρολύτη εκφράζεται σε mol/L, αυτή είναι η μοριακή συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη.

Εργασία Νο. 1Η διαλυτότητα του BaF 2 στο νερό στους 18°C ​​είναι 7,5·10 -3 mol/l. Υπολογίστε τη σταθερά διαλυτότητας του BaF 2 σε αυτή τη θερμοκρασία.

Δεδομένος: Λύση.

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

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

1. 
   Όταν 1 mol BaF 2 διασπαστεί, σχηματίζονται 1 mol ιόντων Ba 2+ και 2 mol ιόντων F -, επομένως, η συγκέντρωση των ιόντων Ba 2+ είναι ίση με τη διαλυτότητα (συγκέντρωση) του BaF 2 και η συγκέντρωση του Τα ιόντα F είναι δύο φορές μεγαλύτερα, δηλ.

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

1. 
   Η σταθερά διαλυτότητας του BaF 2 είναι ίση με:

Ks (BaF 2) = 7,5 10 -3 (1,5 10 -2) 2 = 16,875 10 -7 = 1,69 10 -6
Απάντηση: Ks (BaF 2) = 1,69 10 -6
Εργασία Νο. 2. Η σταθερά διαλυτότητας του θειούχου μαγγανίου MnS στους 25° C είναι 2,5 · 10 -10. Υπολογίστε τη διαλυτότητα του θειούχου μαγγανίου στο νερό (σε mol/l) σε αυτή τη θερμοκρασία.

Δόθηκε: Λύση.

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

C(MnS) - ? Ks (MnS) = ·

1. 
   κατά τη διάσταση 1 mol MnS, σχηματίζεται 1 mol ιόντων Mn 2+ και S 2-, επομένως, οι συγκεντρώσεις των ιόντων Mn 2+ και S 2- είναι ίσες με τη συγκέντρωση (διαλυτότητα σε mol/l) του MnS ηλεκτρολύτης. Δηλώνοντας τις συγκεντρώσεις των ιόντων Mn 2+ και S 2- με Χ, λαμβάνουμε:

Ks (MnS) = X X = X 2, άρα X =

X =

Απάντηση: η διαλυτότητα του θειούχου μαγγανίου στο νερό στους 25°C είναι 1,58·10 -5 mol/l.
Εργασία Νο. 3. Ks (CdS) = 7,1·10 -28. Θα καταβυθιστεί ένα ίζημα θειούχου καδμίου CdS εάν προστεθεί ο ίδιος όγκος διαλύματος θειούχου νατρίου Na 2 S 0,01 N σε 1 λίτρο διαλύματος νιτρικού καδμίου Cd(NO 3) 2 0,1 N; Ο βαθμός διάστασης των αρχικών ηλεκτρολυτών λαμβάνεται ίσος με μονάδα.

Δίνεται: Λύση:

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

V(Cd(NO 3) 2) = V(Na 2 S) = 1l Σχηματίζεται ένα ίζημα CdS εάν ·[ 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(Να 2 S) = 1 C(Cd(NO 3) 2) = ½ C f eq (Cd(NO 3) 2)

Σχηματίζεται ίζημα CdS; C(Cd(NO 3) 2) = ½ · 0,1 = 0,05 mol/l

C(Cd 2+) = 0,05 mol/l (πριν την ανάμειξη των διαλυμάτων)

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 (πριν την ανάμειξη των διαλυμάτων).

4. Μετά την ανάμειξη 1 λίτρου Cd(NO 3) 2 και 1 λίτρου Na 2 S, ο όγκος του διαλύματος διπλασιάστηκε και οι συγκεντρώσεις των ιόντων ανά μονάδα όγκου μειώθηκαν στο μισό και έγιναν ίσες:

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 επομένως, το CdS θα καταβυθιστεί

Δ. Προβλήματα για ανεξάρτητη λύση.

Πρόβλημα 1. 3 λίτρα διαλύματος θειικού μολύβδου (II) PbSO 4 κορεσμένου σε θερμοκρασία δωματίου περιέχουν 0,132 g άλατος. Υπολογίστε το Ks(PbSO 4). (Απάντηση: 2,1·10 -8).

Πρόβλημα 2 . Η σταθερά διαλυτότητας του ιωδιούχου αργύρου AgI στους 25°C είναι 1,5·10 -16. Υπολογίστε τη διαλυτότητα του AgI στο νερό σε αυτή τη θερμοκρασία (σε mol/l). (Απάντηση: η διαλυτότητα του AgI είναι 1,22·10 -8 mol/l).
3. Θα καταβυθιστεί ένα ίζημα διχρωμικού αργύρου Ag 2 Cr 2 O 7 κατά την ανάμιξη ίσων όγκων 0,05 N διαλυμάτων AgNO 3 και K 2 Cr 2 O 7; Ks (Ag 2 Cr 2 O 7) = 2 ·10 -7 (25°C). Ο βαθμός διάστασης των AgNO 3 και K 2 Cr 2 O 7 λαμβάνεται ίσος με ένα. (Απάντηση: Θα σχηματιστεί ίζημα Ag 2 Cr 2 O 7).

Σελίδα 1

6. Σταθερά διαλυτότητας. Διαλυτότητα.

Σε ένα σύστημα που αποτελείται από ένα διάλυμα και ένα ίζημα, λαμβάνουν χώρα δύο διεργασίες - διάλυση του ιζήματος και καθίζηση. Η ισότητα των ρυθμών αυτών των δύο διαδικασιών είναι προϋπόθεση ισορροπίας.

Κορεσμένο διάλυμα είναι ένα διάλυμα που βρίσκεται σε ισορροπία με το ίζημα.

Ας εφαρμόσουμε τον νόμο της δράσης της μάζας στην ισορροπία μεταξύ του ιζήματος και του διαλύματος.

AgCl(στερεό) Ag + + Cl -

Αφού = const, έχουμε:

K = K SAgCl = Σε γενική μορφή έχουμε:

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

Σταθερά διαλυτότηταςΤο K S (ή προϊόν διαλυτότητας PR) - το προϊόν των συγκεντρώσεων ιόντων σε ένα κορεσμένο διάλυμα ενός ελαφρώς διαλυτού ηλεκτρολύτη - είναι σταθερή τιμή και εξαρτάται μόνο από τη θερμοκρασία.

Παραδείγματα τιμών K S για έναν αριθμό αλάτων:

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.

ΔιαλυτότηταΗ ελαφρά διαλυτή ουσία s μπορεί να εκφραστεί σε moles ανά λίτρο. Ανάλογα με την τιμή του s, οι ουσίες μπορούν να χωριστούν σε κακώς διαλυτές - s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые - 10 -4 моль/л  s  10 -2 моль/л и хорошо растворимые s >10 -2 mol/l.

Η διαλυτότητα των ενώσεων σχετίζεται με τη σταθερά διαλυτότητάς τους. Για το AgCl έχουμε:

AgCl(στερεό) Ag + + Cl -

Διαλυτότητα s - μοριακή συγκέντρωση AgCl σε διάλυμα:

s = = m/(MV) = s = = .

Άρα K S AgCl =  = s 2 και s=
.

Γενικά, για A m B n έχουμε: 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 .

Παράδειγμα. Να βρεθεί η διαλυτότητα του AgCl (K S = 1,610 -10) και του Ag 2 CrO 4 (K S = 1,210 -12).

Λύση. 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.

Αν και συνήθως όσο χαμηλότερη είναι η διαλυτότητα, τόσο χαμηλότερο είναι το K S, σε αυτή την περίπτωση για ενώσεις διαφορετικών τύπων s(AgCl)< s(Ag 2 CrO 4), хотя K S (AgCl) >K S (Ag 2 CrO 4).

Συνθήκη για καθίζηση και διάλυση του ιζήματος

Για την ισορροπία μεταξύ του ιζήματος και του διαλύματος - κορεσμένου διαλύματος - έχουμε στην περίπτωση του AgCl:

AgCl Ag + + Cl -  = K S .

Η συνθήκη εναπόθεσης γράφεται ως:  > K S

Κατά τη διάρκεια της καθίζησης, οι συγκεντρώσεις ιόντων μειώνονται μέχρι να επιτευχθεί ισορροπία.

Η συνθήκη για τη διάλυση ενός ιζήματος ή την ύπαρξη κορεσμένου διαλύματος γράφεται ως: < K S .

Καθώς το ίζημα διαλύεται, η συγκέντρωση ιόντων αυξάνεται μέχρι να επιτευχθεί ισορροπία.

Κοινό φαινόμενο ιόντων

Η προσθήκη ενός κοινού ιόντος μειώνει τη διαλυτότητα των ελάχιστα διαλυτών ενώσεων.

Παράδειγμα.Ας βρούμε τη διαλυτότητα του AgCl σε διάλυμα NaCl 0,1 M.

Λύση. AgCl Ag + + Cl -

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

Η διαλυτότητα του AgCl στο νερό (βλ. παραπάνω) είναι 1,3410 -5 mol/l, η διαλυτότητα του AgCl σε 0,1 M NaCl είναι 1,610 -9 mol/l, δηλ. 10 4 φορές λιγότερο.

Εφέ αλατιού

Η αύξηση της ιοντικής ισχύος ενός διαλύματος αυξάνει τη διαλυτότητα των ελάχιστα διαλυτών ενώσεων.

Δεδομένου ότι οι συγκεντρώσεις των ιόντων που σχηματίζονται κατά τη διάσταση των ελάχιστα διαλυτών ενώσεων, καθώς και η ιοντική ισχύς των διαλυμάτων που προκύπτουν, είναι μικρές, αποδεικνύεται ότι είναι δυνατό να χρησιμοποιηθούν συγκεντρώσεις ιόντων αντί για τις δραστηριότητές τους σε εκφράσεις KS. Σε περιπτώσεις όπου υπάρχουν ισχυροί ηλεκτρολύτες στο διάλυμα, οι οποίοι προκαλούν υψηλή ιοντική ισχύ του διαλύματος, είναι απαραίτητο να αντικατασταθεί η δραστηριότητα των ιόντων στην έκφραση με το K S.

Ας προσδιορίσουμε τη διαλυτότητα του AgCl σε 0,1 M NaCl λαμβάνοντας υπόψη την ιοντική ισχύ του διαλύματος

AgCl Ag + + Cl -

Για 0,1M NaCl  = 0,1 και 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, δηλαδή 1,64 φορές περισσότερο από ό,τι χωρίς να λαμβάνεται υπόψη η ιοντική ισχύς του διαλύματος. Η επίδραση του άλατος είναι σημαντικά μικρότερη από την επίδραση του ιόντος με το ίδιο όνομα.

Παράδειγμα. Η διαλυτότητα του Mg(OH) 2 είναι 0,012 g/l. Βρείτε το K S.

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

2,0710 -4 Μ.

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

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

Παράδειγμα. Δημιουργείται ίζημα PbCl 2 όταν αναμιγνύονται ίσοι όγκοι διαλυμάτων 0,1 M Pb(NO 3) 2 και 0,1 M NaCl, εάν K S (PbCl 2) =

Λύση. Μετά την ανάμειξη των διαλυμάτων, οι συγκεντρώσεις ιόντων θα μειωθούν στο μισό, δηλ. έχουμε: = = = 0,05M, a = 0,1 M. Βρείτε την ιοντική ισχύ του διαλύματος:

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

Βρίσκουμε τους συντελεστές δραστηριότητας: f Pb2+ = 0,24 και f Cl - = 0,70.

Έχοντας για PbCl 2 Pb +2 + 2Cl -

K S PbCl2 = a Pb2+ a Cl - 2, υπολογίστε την τιμή ενός Pb2+ a Cl - 2 για τη λύση μας:

a Pb2+ a Cl - 2 = f Pb2+ (f Cl -) 2 = 0,240,050,70 2 0,05 2 = 1,4710 -5, που είναι μικρότερο από PR PbCl2), -1. οπότε δεν σχηματίζεται ίζημα.

7. Αντιδράσεις οξειδοαναγωγής

Αντιδράσεις οξειδοαναγωγής- αυτές είναι αντιδράσεις που συμβαίνουν με μια αλλαγή στις καταστάσεις οξείδωσης των στοιχείων. Η κατάσταση οξείδωσης είναι το ονομαστικό φορτίο ενός ατόμου σε ένα μόριο, όπου όλοι οι πολικοί δεσμοί θεωρούνται ιοντικοί.

Οξείδωση- Αυτή είναι η διαδικασία δωρεάς ηλεκτρονίων.

Ανάκτησηείναι η διαδικασία προσθήκης ηλεκτρονίων.

Οξειδωτής- είναι ένα άτομο, μόριο ή ιόν που δέχεται ηλεκτρόνια και μειώνει την κατάσταση οξείδωσής του, δηλ. αποκαθίσταται.

Αναγωγικό μέσο- είναι ένα άτομο, μόριο ή ιόν που δίνει ηλεκτρόνια και αυξάνει την κατάσταση οξείδωσής του, δηλ. οξειδώνεται.

Τυπικοί αναγωγικοί και οξειδωτικοί παράγοντες

Μειωτές:α) μέταλλα - όσο χαμηλότερο είναι το δυναμικό ιονισμού, τόσο ισχυρότερες είναι οι αναγωγικές ιδιότητες. β) ενώσεις στοιχείων σε χαμηλότερες καταστάσεις οξείδωσης (NH 3, H 2 S, HBr, HI κ.λπ.), στις οποίες όλα τα τροχιακά είναι γεμάτα και μπορούν να δωρίσουν μόνο ηλεκτρόνια.

Οξειδωτικοί παράγοντες:α) μη μέταλλα (F 2, Cl 2, Br 2, O 2, κ.λπ.) - όσο μεγαλύτερη είναι η συγγένεια των ηλεκτρονίων, τόσο ισχυρότερες είναι οι οξειδωτικές ιδιότητες. β) μεταλλικά ιόντα σε καταστάσεις υψηλής οξείδωσης (Fe 3+, Sn 4+, Mn 4+, κ.λπ.); γ) ενώσεις στοιχείων σε υψηλότερες καταστάσεις οξείδωσης (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, NaBiO 3, HNO 3, H 2 SO 4 (συμπυκν.) κ.λπ.), στις οποίες έχουν ήδη δοθεί όλα τα ηλεκτρόνια σθένους και μπορεί να είναι μόνο οξειδωτικοί παράγοντες.

Οι ενώσεις στοιχείων σε ενδιάμεσες καταστάσεις οξείδωσης (HNO 2, H 2 SO 3, H 2 O 2, κ.λπ.) μπορούν να εμφανίσουν οξειδωτικές και αναγωγικές ιδιότητες ανάλογα με τις οξειδοαναγωγικές ιδιότητες του δεύτερου αντιδραστηρίου.

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

οξειδώθηκε επαναφέρω

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

επαναφέρω οξειδώθηκε

		αναγωγικός παράγοντας (ισχυρός)
		οξειδωτικό μέσο (ασθενές)
		αναγωγικός παράγοντας (αδύναμος)
		οξειδωτικό μέσο (ισχυρό)
		αναγωγικό μέσο
		αναγωγικός παράγοντας, οξειδωτικός παράγοντας
		αναγωγικός παράγοντας, οξειδωτικός παράγοντας
		οξειδωτής

Οι οξειδωτικοί παράγοντες, που δέχονται ηλεκτρόνια, δηλαδή ανάγεται, περνούν στην ανηγμένη μορφή:

F 2 + 2e  2F -

οξειδώθηκε επαναφέρω

Οι αναγωγικοί παράγοντες, εγκαταλείποντας ηλεκτρόνια, δηλαδή οξειδωτικούς, περνούν στην οξειδωμένη μορφή:

Na 0 - 1e  Na +

επαναφέρω οξειδώθηκε

Έτσι, τόσο οι οξειδωτικοί παράγοντες όσο και οι αναγωγικοί παράγοντες υπάρχουν σε οξειδωμένη (υψηλότερη κατάσταση οξείδωσης του στοιχείου) και ανηγμένη (κατώτερη κατάσταση οξείδωσης του στοιχείου). Ταυτόχρονα, η μετάβαση από την οξειδωμένη στην ανηγμένη μορφή είναι πιο χαρακτηριστική για τους οξειδωτικούς παράγοντες και η μετάβαση από την ανηγμένη στην οξειδωμένη μορφή είναι χαρακτηριστική για τους αναγωγικούς παράγοντες. Οι αντίστροφες διεργασίες δεν είναι τυπικές και δεν πιστεύουμε, για παράδειγμα, ότι το F- είναι αναγωγικός παράγοντας και το Na + είναι οξειδωτικός παράγοντας.

Η ισορροπία μεταξύ οξειδωμένης και ανηγμένης μορφής χαρακτηρίζεται από το δυναμικό οξειδοαναγωγής, το οποίο εξαρτάται από τις συγκεντρώσεις της οξειδωμένης και ανηγμένης μορφής, την αντίδραση του περιβάλλοντος, τη θερμοκρασία κ.λπ. Μπορεί να υπολογιστεί από Εξίσωση Nernst:

Ε = Ε ο +

πού είναι η μοριακή συγκέντρωση της οξειδωμένης μορφής;

[Μειωμένη] - μοριακή συγκέντρωση της ανηγμένης μορφής.

n είναι ο αριθμός των ηλεκτρονίων που συμμετέχουν στην ημιαντίδραση.

E 0 - τυπική τιμή του δυναμικού οξειδοαναγωγής. E = E 0 εάν [Ανάκτηση] = [Οκ] = 1 mol/l;

Οι τιμές των τυπικών δυναμικών ηλεκτροδίων E 0 δίνονται σε πίνακες και χαρακτηρίζουν τις οξειδωτικές και αναγωγικές ιδιότητες των ενώσεων: Όσο πιο θετική είναι η τιμή του E 0, τόσο ισχυρότερες είναι οι οξειδωτικές ιδιότητες και τόσο πιο αρνητική η τιμή του E 0, ισχυρότερες οι αναγωγικές ιδιότητες.

Για παράδειγμα:

F 2 + 2e  2F - E 0 = 2,87 V - ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας

Na + + 1e  Na 0 E 0 = -2,71 V - ισχυρός αναγωγικός παράγοντας

(η διαδικασία καταγράφεται πάντα για αντιδράσεις αναγωγής).

Δεδομένου ότι η αντίδραση οξειδοαναγωγής είναι ένας συνδυασμός δύο ημι-αντιδράσεων, της οξείδωσης και της αναγωγής, χαρακτηρίζεται από τη διαφορά μεταξύ των τυπικών δυναμικών ηλεκτροδίων του οξειδωτικού (E 0 ok) και του μειωτήρα (E 0 restore) - ηλεκτροκινητική δύναμη (emf) E 0:

E 0 = E 0 ok - E 0 επαναφορά,

Ε.μ.φ. η αντίδραση E 0 σχετίζεται με τη μεταβολή της ελεύθερης ενέργειας Gibbs G: G = -nFE 0, και από την άλλη πλευρά, η G σχετίζεται με τη σταθερά ισορροπίας K της αντίδρασης με την εξίσωση G = - 2.3RTlnK.

Από τις δύο τελευταίες εξισώσεις ακολουθεί η σχέση μεταξύ emf. και η σταθερά ισορροπίας της αντίδρασης:

E = (2,3RT/nF)lnK.

Ε.μ.φ. αντιδράσεις σε συγκεντρώσεις διαφορετικές από τις τυπικές (δηλαδή όχι ίσες με 1 mol/l) E ισούται με:

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

Στην περίπτωση ισορροπίας, G = 0 και επομένως E =0. Από όπου E = (0,059/n)logK και K = 10 n E /0,059.

Για να συμβεί η αντίδραση αυθόρμητα, πρέπει να πληρούται η εξής απαίτηση: Ζ<0 или К>>1, που αντιστοιχεί στη συνθήκη E 0 >0. Επομένως, για να προσδιοριστεί η πιθανότητα να συμβεί αυτή η αντίδραση οξειδοαναγωγής, είναι απαραίτητο να υπολογιστεί η τιμή του E 0. Εάν E 0 0, εμφανίζεται η αντίδραση. Εάν E 0 0, η αντίδραση δεν συμβαίνει.

Παράδειγμα 1.Προσδιορίστε την πιθανότητα εμφάνισης αντίδρασης

2FeCl 3 + 2KI  2FeCl 2 + 2KCl + I 2

Λύση: Βρίσκουμε ότι ο οξειδωτικός παράγοντας είναι το ιόν Fe +3, το οποίο ανάγεται σε Fe +2, και ο αναγωγικός παράγοντας είναι το I -, το οποίο οξειδώνεται σε I2. Βρίσκουμε από τον πίνακα τις τιμές των τυπικών δυναμικών ηλεκτροδίων: E 0 (Fe +3 /Fe +2) = 0,77 V και E 0 (I 2 /2I -) = 0,54 V. Υπολογίζουμε E 0:

E 0 = E 0 ok - E 0 restore = 0,77 - 0,54 = 0,23 σε 0.

Παράδειγμα 2. Προσδιορίστε την πιθανότητα εμφάνισης αντίδρασης

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

Λύση. Διαπιστώνουμε ότι ο οξειδωτικός παράγοντας είναι το υπερμαγγανικό ιόν MnO 4 -, το οποίο μετατρέπεται σε Mn +2, και ο αναγωγικός παράγοντας είναι το ιόν χλωρίου, το οποίο μετατρέπεται σε αέριο χλώριο Cl 2. Προσδιορίζουμε τα δυναμικά τους από τον πίνακα: E 0 (MnO 4 - /Mn +2) = 1,51 V και E 0 (Cl 2 /2Cl -) = 1,36 V. Υπολογίζουμε

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

Η αντίδραση είναι δυνατή, αφού E 0  0.

Ταξινόμηση OVR

1. Διαμοριακές αντιδράσεις οξείδωσης-αναγωγής - ο οξειδωτικός και ο αναγωγικός παράγοντας αποτελούν μέρος διαφορετικών ουσιών:

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

επαναφέρω οξειδώθηκε

2. Αντιδράσεις δυσαναλογίας - ένα στοιχείο σε ενδιάμεση κατάσταση οξείδωσης είναι ένας οξειδωτικός και ένας αναγωγικός παράγοντας:

2KOH + Cl2 = KCl + KClO + H2O

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

Σε αυτές τις αντιδράσεις, το χλώριο και το N +3 είναι οξειδωτικοί και αναγωγικοί παράγοντες.

3. Ενδομοριακές αντιδράσεις οξείδωσης-αναγωγής - ο οξειδωτικός παράγοντας και ο αναγωγικός παράγοντας αποτελούν μέρος μιας ουσίας:

2KClO3
2KCl + 3O 2

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

Σε αυτές τις αντιδράσεις, τα O-2, Cl +5 και N-3, N +5 είναι αναγωγικοί και οξειδωτικοί παράγοντες, αντίστοιχα.

Πρέπει να σημειωθεί ότι η κατεύθυνση του ORR και η φύση των προϊόντων αντίδρασης εξαρτώνται από τις οξειδοαναγωγικές ιδιότητες των αντιδρώντων ουσιών και τη φύση του μέσου (όξινο, ουδέτερο ή αλκαλικό). Για παράδειγμα, το υπερμαγγανικό κάλιο KMnO 4, το οποίο εμφανίζει μόνο οξειδωτικές ιδιότητες, όταν μετακινείται από όξινο σε ουδέτερο και αλκαλικό περιβάλλον, σχηματίζει διαφορετικά προϊόντα αναγωγής και το δυναμικό οξειδοαναγωγής του μειώνεται:

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

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

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

Οι ενώσεις του χρωμίου (VI) είναι ισχυροί οξειδωτικοί παράγοντες σε όξινο περιβάλλον (E0 = +1,33 V), ανάγεται σε Cr +3 και οι ενώσεις χρωμίου (III) παρουσιάζουν αναγωγική ικανότητα σε αλκαλικό περιβάλλον (E0 = -0,13 V), οξειδώνοντας σε ενώσεις χρωμίου (VI).

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

pH > 7: CrO 4 2- + 3e  3- (πράσινο)

Το υπεροξείδιο του υδρογόνου H 2 O 2, που περιέχει οξυγόνο στην ενδιάμεση κατάσταση οξείδωσης -1, παρουσιάζει οξειδωτικές ή αναγωγικές ιδιότητες και ανάλογα με το pH του διαλύματος, το δυναμικό του ηλεκτροδίου και τα προϊόντα στα οποία ανάγεται ή οξειδώνεται αλλάζει.

H 2 O 2 - οξειδωτικό μέσο:

pH > 7: H 2 O 2 + 2H + + 2e 2H 2 O

pH  7: H 2 O 2 + 2e 2OH -

H 2 O 2 - αναγωγικός παράγοντας:

pH > 7: H 2 O 2 - 2e O 2 + 2H +

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

Έτσι, για να γράψετε σωστά το ORR, είναι απαραίτητο να ληφθούν υπόψη οι συνθήκες για την εμφάνιση αυτής της αντίδρασης.

Ιονική-ηλεκτρονική μέθοδος παρασκευής OVR

Η ιοντο-ηλεκτρονική μέθοδος (ή μέθοδος μισής αντίδρασης) χρησιμοποιείται για τη σύνταξη ORR που εμφανίζονται σε διαλύματα. Βασίζεται στη συλλογή μεμονωμένων ημι-αντιδράσεων για διεργασίες αναγωγής και οξείδωσης με τη μορφή ιόντων-μοριακών εξισώσεων. Σε αυτή την περίπτωση, είναι απαραίτητο να ληφθούν υπόψη οι κανόνες για τη σύνταξη των εξισώσεων ιοντικής αντίδρασης: οι ισχυροί ηλεκτρολύτες γράφονται με τη μορφή ιόντων και οι ασθενείς ηλεκτρολύτες και οι κακώς διαλυτές ουσίες γράφονται με τη μορφή μορίων.

Η διαδικασία σύνταξης του OVR

1. Γράφεται η αριστερή πλευρά της μοριακής εξίσωσης ORR, προσδιορίζεται ο οξειδωτικός και ο αναγωγικός παράγοντας.

2. Οι ημιαντιδράσεις γράφονται χωριστά για τις διεργασίες αναγωγής και οξείδωσης με τη μορφή ιοντικών-μοριακών εξισώσεων, στις οποίες η αριστερή και η δεξιά πλευρά (περσόνα ή έλλειψη οξυγόνου στην αριστερή πλευρά) εξισώνονται λαμβάνοντας υπόψη το pH του διάλυμα που χρησιμοποιεί μόρια H 2 O, ιόντα H + ή OH - :

pH< 7: избыток [O] 2H + + [O]  H 2 O

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

ανεπάρκεια [O] H 2 O - [O]  2H +

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

ανεπάρκεια [O] 2OH - - [O]  H 2 O.

3. Τα αθροίσματα των φορτίων στην αριστερή και δεξιά πλευρά των ημιαντιδράσεων εξισώνονται με την προσθήκη ή την αφαίρεση ηλεκτρονίων. Μετά από αυτό, επιλέγονται πολλαπλασιαστές για τις ημι-αντιδράσεις.

4. Γράφεται η ολική εξίσωση ιόντων-μοριακού ORR, λαμβάνοντας υπόψη τους παράγοντες.

5. Προστίθεται η δεξιά πλευρά της μοριακής εξίσωσης ORR και μεταφέρονται σε αυτήν οι συντελεστές από την εξίσωση ιόντος-μορίου.

Παράδειγμα 1.Αλληλεπίδραση KMnO 4 με Na 2 SO 3 σε όξινο περιβάλλον.

1. Γράψτε την αριστερή πλευρά της εξίσωσης, προσδιορίστε τον οξειδωτικό και τον αναγωγικό παράγοντα:

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

οξειδώθηκε επαναφέρω Τετάρτη

2. Συνθέτουμε ημι-αντιδράσεις για διεργασίες αναγωγής και οξείδωσης, λαμβάνοντας υπόψη το όξινο περιβάλλον. Σε όξινο περιβάλλον, το υπερμαγγανικό ιόν MnO 4 - ανάγεται στο ιόν Mn 2+ και το θειώδες ιόν SO 3 2- οξειδώνεται στο θειικό ιόν SO 4 2-:

MnO 4 -  Mn +2 - δεσμεύουμε την περίσσεια οξυγόνου με ιόντα H +,

SO 3 2-  SO 4 2- - παίρνουμε το οξυγόνο που λείπει από το νερό και απελευθερώνονται ιόντα H +.

Λαμβάνουμε τις ακόλουθες μισές αντιδράσεις:

MnO 4 - + 8H +  Mn +2 + 4H 2 O

SO 3 2- + H 2 O  SO 4 2- + 2H +

3. Μετράμε τα αθροίσματα των φορτίων στην αριστερή και δεξιά πλευρά και των δύο ημιαντιδράσεων και εξισώνουμε τα φορτία χρησιμοποιώντας ηλεκτρόνια, επιλέγοντας παράγοντες:

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

4. Γράφουμε την ολική εξίσωση ιόντων-μοριακού ORR λαμβάνοντας υπόψη τους παράγοντες:

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 +

Μειώνουμε τα ιόντα υδρογόνου και τα μόρια του νερού και παίρνουμε:

5. Προσθέτουμε τη δεξιά πλευρά της μοριακής εξίσωσης και μεταφέρουμε τους συντελεστές της εξίσωσης ιόντος-μορίου σε αυτήν. Η τελική εξίσωση θα μοιάζει με αυτό:

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-

Παράδειγμα 2.Η οξείδωση του νιτρικού χρωμίου (III) με υπεροξείδιο του υδρογόνου σε αλκαλικό μέσο είναι μια ποιοτική αντίδραση στο ιόν Cr 3+. Σε αλκαλικό περιβάλλον, το ιόν Cr 3+ οξειδώνεται στο χρωμικό ιόν CrO 4 2-, το οποίο έχει κίτρινο χρώμα.

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. Ενώσεις συντονισμού

Συντονισμός(συγκρότημα) συνδέσεις- πρόκειται για ενώσεις με δεσμό δότη-δέκτη. Οι ενώσεις συντονισμού αποτελούνται από ιόντα της εσωτερικής και της εξωτερικής σφαίρας. Στον τύπο μιας σύνθετης ένωσης, τα ιόντα της εσωτερικής σφαίρας περικλείονται σε αγκύλες. Τα ιόντα εσωτερικής σφαίρας - σύμπλοκα ιόντα - αποτελούνται από έναν παράγοντα συμπλοκοποίησης (κεντρικό ιόν) και συνδέτες. Ο αριθμός των προσδεμάτων στην εσωτερική σφαίρα του συμπλέγματος ονομάζεται αριθμός συντονισμού. Η πυκνότητα ενός συνδετήρα είναι ο αριθμός των δεσμών με τους οποίους ένας δεδομένος συνδετήρας συνδέεται με έναν παράγοντα συμπλοκοποίησης.

Παράδειγμα: K 3

1. Ιόντα της εξωτερικής σφαίρας - 3K +

2. Ιόν εσωτερικής σφαίρας - 3-

3. Συμπλεγματικός παράγοντας - Fe 3+

4. Ligand - CN -, η οδοντοστοιχία του - 1

5. Αριθμός συντονισμού - 6

Γενικός και ανόργανοςχημεία. Μ.: Χημεία, 1992--2004. Ο Σολόβιεφ...

Χημεία που διασφαλίζει την ποιότητα προετοιμασίας των μαθητών για την επιτυχία της Ενιαίας Κρατικής Εξέτασης στη Χημεία (με το παράδειγμα των θεμάτων του μαθήματος «Γενική και Ανόργανη Χημεία») εκπαιδευτικό και μεθοδολογικό εγχειρίδιο

Εργαλειοθήκη

Απαραίτητες πληροφορίες για την επανάληψη του μαθήματος " ΓενικόςΚαι ανόργανοςχημεία", και διαφορετικά επίπεδα πολυπλοκότητας και... ολοκλήρωση εργασιών δοκιμής……………………………….. Θέματα μαθήματος “ ΓενικόςΚαι ανόργανοςχημεία"Περιοδικός νόμος και δομή του ατόμου……………………………………………

Εγχειρίδιο Γενικής και Ανόργανης Χημείας

Νόμος

ΓενικόςΚαι ανόργανοςχημεία: Σχολικό βιβλίο. επίδομα / V.V. Baraguzina, I.V. Μπογκομόλοβα, Ε.Β. Φεντορένκο. - Μ.: ... πρότυπο και πρόγραμμα σπουδών για τον κλάδο « ΓενικόςΚαι ανόργανοςχημεία". Το βιβλίο θα σας επιτρέψει να αποκτήσετε γρήγορα τα βασικά...