Lahustuvusprodukt nis. Lahustuvusprodukt

Definitsioon

Pange keeduklaasi vähelahustuv sool, näiteks AgCl, ja lisage sademele destilleeritud vesi. Sel juhul eralduvad Ag + ja Cl - ioonid, mida ümbritsevad veedipoolid tõmbavad, järk-järgult kristallidest lahti ja lahustuvad. Lahuses põrkuvad Ag + ja Cl - ioonid moodustavad AgCl molekule ja sadestuvad kristallide pinnale. Seega toimub süsteemis kaks vastastikku vastandlikku protsessi, mis viib dünaamilise tasakaaluni, kui ajaühikus läheb lahusesse sama palju Ag + ja Cl - ioone, kui need sadestuvad. Ag + ja Cl - ioonide kogunemine lahusesse peatub, mille tulemuseks on küllastunud lahus. Sellest tulenevalt käsitleme süsteemi, milles selle soola küllastunud lahusega kokkupuutel esineb vähelahustuva soola sade. Sel juhul toimub kaks vastastikku vastandlikku protsessi:

1) Ioonide üleminek sadest lahusesse. Selle protsessi kiirust võib konstantsel temperatuuril pidada konstantseks: V 1 = K 1 ;
2) Ioonide sadestumine lahusest. Selle protsessi kiirus V 2 sõltub Ag + ja Cl - ioonide kontsentratsioonist. Massitegevuse seaduse järgi:

Kuna see süsteem on tasakaaluseisundis, siis

V1 = V2
k2 = k1

• = k 2 / k 1 = konst (at T = konst)

Seega ioonide kontsentratsioonide korrutis vähelahustuva elektrolüüdi küllastunud lahuses konstantsel temperatuuril on konstantne väärtus . Seda suurust nimetatakse lahustuvusproduktiks (SP).

Toodud näites PRAgCl = . . Juhtudel, kui elektrolüüt sisaldab kahte või enamat identset iooni, tuleb lahustuvuskorrutise arvutamisel nende ioonide kontsentratsioon tõsta sobiva võimsuseni.
Näiteks PRAg 2 S = 2

• ; PRPbI 2 = 2

Üldiselt on elektrolüüdi lahustuvusprodukti avaldis A m B n
PRA m B n = [A] m [B] n .
Lahustuvusprodukti väärtused on erinevate ainete puhul erinevad.
Näiteks PRCaCO 3 = 4,8

• 10-9; PRAgCl \u003d 1,56 10 -10.

PR-i on lihtne arvutada, teades ühendi lahustuvust antud t° juures.

Näide 1
CaCO 3 lahustuvus on 0,0069 või 6,9

• 10 -3 g/l. Leidke PRCaCO 3 .

Lahendus
Avaldame lahustuvust moolides:
SCaCO 3 = (6,9

· 10 -3 ) / 100,09 = 6,9. 10 -5 mol/l

MCaCO3
Kuna iga CaCO 3 molekul annab lahustumisel ühe Ca 2+ ja CO 3 2- iooni, siis
= [CO32-] = 6,9

• 10-5 mol/l,

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

Teades PR väärtust, saab omakorda arvutada aine lahustuvuse mol/l või g/l.

Näide 2
Lahustuvusprodukt PRPbSO 4 = 2.2

• 10 -8 g/l.

Mis on PbSO 4 lahustuvus?

Lahendus
Tähistame PbSO 4 lahustuvust X mol/l. Pärast lahustumist annab X mooli PbSO 4 X Pb 2+ iooni ja X SO 4 2- iooni, st:

X
PRPbSO4 = =

• < ПРAgCl - ненасыщенный раствор

• = PRAgCl – küllastunud lahus

• > PRAgCl – üleküllastunud lahus

Sade tekib siis, kui halvasti lahustuva elektrolüüdi ioonide kontsentratsioonide korrutis ületab antud temperatuuril lahustuvusprodukti väärtuse. Kui ioonne saadus on võrdne PR väärtusega, sadestumine peatub. Teades segatud lahuste mahtu ja kontsentratsiooni, on võimalik arvutada, kas tekkinud soola sade sadestub.

Näide 3
Kas Pb(NO 3) 2 ja NaCl 0,2 M lahuste võrdsetes kogustes segamisel tekib sade.
PRPbCl 2

• 10 -4 .

Lahendus
Segamisel lahuse maht kahekordistub ja iga aine kontsentratsioon väheneb poole võrra, s.o. muutub 0,1 M või 1,0

• 10 -1 mol/l. Pb 2+ ja Cl - kontsentratsioonid on samad. Seetõttu 2 = 1 10 -1 (1 10 -1) 2 = 1 10 -3. Saadud väärtus ületab PRPbCl 2 (2,4 10 -4). Seetõttu sadestub osa PbCl2 soolast. Kõigest eelnevast saame järeldada erinevate tegurite mõju sademete tekkele.

Lahuse kontsentratsiooni mõju
Piisavalt suure PR-väärtusega vähelahustuvat elektrolüüti ei saa lahjendatud lahustest sadestada. Näiteks PbCl2 sade ei moodustu, kui segada võrdses mahus 0,1 M Pb(NO 3) 2 ja NaCl lahuseid. Võrdsete koguste segamisel muutuvad iga aine kontsentratsioonid 0,1 / 2 = 0,05 M või 5

• 10 -2 mol/l. Ioonne toode 2 = 5 10 -2 (5 10 -2) 2 = 12,5 10 -5. Saadud väärtus on väiksem kui PRPbCl 2, seetõttu sadenemist ei toimu.

Sadeaine koguse mõju
Täielikuks võimalikuks sadestamiseks kasutatakse sadestaja liiast.
Näiteks sadestame soola BaCO 3: BaCl 2 + Na 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2NaCl. Pärast samaväärse koguse Na 2 CO 3 lisamist jäävad lahusesse Ba 2+ ioonid, mille kontsentratsioon määratakse PR väärtusega.
Üleliigse sademe (Na 2 CO 3) lisamisest põhjustatud CO 3 2- ioonide kontsentratsiooni suurenemine toob kaasa Ba 2+ ioonide kontsentratsiooni vastava vähenemise lahuses, s.t. suurendab selle iooni sadestamise täielikkust.

Sama iooni mõju
Vähelahustuvate elektrolüütide lahustuvus väheneb teiste tugevate elektrolüütide juuresolekul, millel on samanimelised ioonid. Kui küllastumata BaSO 4 lahusele lisatakse järk-järgult Na 2 SO 4 lahust, saadakse ioonne saadus, mis oli algselt väiksem kui PRBaSO 4 (1,1

• 10–10), jõuab järk-järgult PR-ni ja ületab selle. Hakkab tekkima sademeid.

Temperatuuri mõju
PR on konstantne väärtus konstantsel temperatuuril. Temperatuuri tõustes PR suureneb, nii et sadestamine on kõige parem teostada jahutatud lahustest.

Setete lahustumine

Lahustuvusprodukti reegel on oluline halvasti lahustuvate sademete lahuseks muutmisel. Oletame, et peame lahustama BaCO 3 sademe. Selle sademega kokkupuutuv lahus on BaC03 suhtes küllastunud.
See tähendab, et = PRBaCO 3 .

Kui lisate lahusele hapet, seovad H + ioonid lahuses olevad CO 3 2- ioonid hapra süsihappe molekulideks:
2H + + CO 3 2- ® H 2 CO 3 ® H 2 O + CO 2 -
Selle tulemusena väheneb järsult CO 3 2- iooni kontsentratsioon ja ioonprodukt muutub väiksemaks kui PRBaCO 3 väärtus. Lahus on BaCO 3 suhtes küllastumata ja osa BaCO 3 sademest läheb lahusesse. Piisava happe lisamisega saab kogu sademe lahustada. Järelikult algab sademe lahustumine siis, kui halvasti lahustuva elektrolüüdi ioonprodukt jääb mingil põhjusel PR väärtusest väiksemaks. Sademe lahustamiseks viiakse lahusesse elektrolüüt, mille ioonid võivad moodustada vähelahustuva elektrolüüdi ühe iooniga kergelt dissotsieerunud ühendi. See seletab vähelahustuvate hüdroksiidide lahustumist hapetes

Fe(OH)3 + 3HCl® FeCl3 + 3H2O
OH - ioonid seonduvad kergelt dissotsieerunud H 2 O molekulidega.

Tabel. Mõne halvasti lahustuva aine lahustuvusprodukt (SP) ja lahustuvus temperatuuril 25°C

Valem	Lahustuvus	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 LAHUS ELEKTROLÜIDID

Massimõju seadus on rakendatav heterogeense tasakaalusüsteemi puhul, mis koosneb vähelahustuva elektrolüüdi (sool, alus, hape) kristallidest ja selle ioonidest küllastunud lahuses. Vaatleme mõne halvasti lahustuva aine, näiteks CaSO 4, küllastunud lahuses täheldatud tasakaalu. Selles süsteemis on sade tasakaalus selle aine küllastunud lahusega:

СaSO 4 Ca 2+ + SO 4 2–

sademe lahus

Heterogeense ioonilise tasakaalu saavutamisel läheb lahusesse ajaühikus nii palju ioone, kui palju ioone sademesse tagasi jõuab (olulise lahustuvuse tõttu eeldame, et elektrolüüdi ionisatsiooniaste lahuses on 1). Sademe lahustumisprotsessi tasakaalukonstant on järgmisel kujul:

kust K∙ TV = ∙

Tahke aine kontsentratsioon on konstantne väärtus:

TV = konst.

Seda arvesse võttes võib K∙ tahket ainet kui kahe konstantse suuruse korrutist pidada ka konstantseks väärtuseks, antud aine teatud konstantseks tunnuseks. Seda konstanti nimetatakse lahustuvuse korrutiseks. Seda tähistatakse PR-ga:

Kaltsiumsulfaadi küllastunud lahuse puhul leiti, et lahustuvusprodukt 25 o C juures on 3,72∙10 -5 g-ioon 2 /l 2.

Lahustuvusprodukt iseloomustab elektrolüütide lahustuvust. Binaarsete elektrolüütide lahustuvus on arvuliselt võrdne

s = √PR.

Üldiselt, kui vähelahustuval elektrolüüdil on keeruline koostis A n B m ja selle dissotsiatsioonil tekib rohkem kui kaks iooni:

A n B m ↔ nA a + + mB b – ,

siis tasakaalukonstandi avaldises kirjutatakse ioonide kontsentratsioonid astmetes, mis on võrdsed stöhhiomeetriliste koefitsientidega n Ja m.

PR = n [B b – ] m

Seega vähelahustuva elektrolüüdi küllastunud vesilahuse puhul on selle ioonide tasakaaluliste molaarsete kontsentratsioonide korrutis antud temperatuuril stöhhiomeetriliste koefitsientidega võrdsetes võimsustes konstantne väärtus, mida nimetatakse lahustuvuse korrutiseks.

Kui võrrelda halvasti lahustuvate soolade lahustuvusproduktide väärtusi, näete, milline neist lahustub paremini (tabel 15).

PR väärtusi kasutatakse üldkeemias, analüütilises keemias, hüdrokeemias, ookeanikeemias, ökoloogias jne, kuna need võimaldavad kvantitatiivselt hinnata:

setete tekke ja lahustumise tingimused;

PR väärtus tähendab sademe moodustumise ja lahustumise tingimust:

Kui n [B b – ] m = PR, siis on sade lahusega (küllastunud lahus) tasakaalus;

Kui n [B b – ] m > PR, siis tekib sade (üleküllastunud lahus);

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

Tabel 15.

Mõne lahustuvuse korrutis

halvasti lahustuvad elektrolüüdid temperatuuril 25 ° C

Elektrolüüt		Elektrolüüt		Elektrolüüt

Seega, kui konkreetse keemilise reaktsiooni käigus muutub selles osalevate ioonide kontsentratsioonide korrutis lahustuvuse korrutisele suuremaks, siis sadestub halvasti lahustuva aine sade. Ja vastupidi, kui antud elektrolüüdi ioonide kontsentratsioonide korrutis selle küllastunud lahuses ühe või teise reaktsiooni tulemusena muutub väiksemaks kui selle elektrolüüdi ioonide lahustuvuse korrutis, läheb sade lahusesse.

Kõigest eelnevast saame järeldada erinevate tegurite mõju sademete tekkele.

Lahuse kontsentratsiooni mõju. Piisavalt suure PR-väärtusega vähelahustuvat elektrolüüti ei saa lahjendatud lahustest sadestada. Näiteks PbCl2 sade ei moodustu, kui segada võrdses mahus 0,1 M Pb(NO 3) 2 ja NaCl lahuseid. Võrdsete koguste segamisel muutuvad iga aine kontsentratsiooniks 0,1 / 2 = 0,05 M või 5,10 -2 mol/l. Iooniline saadus · 2 = 5 · 10 -2 · (5 · 10 -2) 2 = 12,5 · 10 -5. Saadud väärtus on väiksem kui PR(PbCl 2), seetõttu sademeid ei teki.

Sadeaine koguse mõju. Täielikuks võimalikuks sadestamiseks kasutatakse sadestaja liiast. Näiteks sadestame soola BaCO 3:

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

Pärast samaväärse koguse Na 2 CO 3 lisamist jäävad lahusesse Ba 2+ ioonid, mille kontsentratsioon määratakse PR väärtusega. Üleliigse sademe (Na 2 CO 3) lisamisest põhjustatud CO 3 2- ioonide kontsentratsiooni suurenemine toob kaasa Ba 2+ ioonide kontsentratsiooni vastava vähenemise lahuses, s.t. suurendab selle iooni sadestamise täielikkust.

Sama iooni mõju. Vähelahustuvate elektrolüütide lahustuvus väheneb teiste tugevate elektrolüütide juuresolekul, millel on samanimelised ioonid. Kui küllastumata BaSO 4 lahusele lisada järk-järgult Na 2 SO 4 lahust, jõuab ioonprodukt, mis oli algselt väiksem kui PR (BaSO 4) (1,1·10 -10), järk-järgult PR-i ja ületab selle. . Hakkab tekkima sademeid.

Seda kasutatakse näiteks väärtuslike metallide sadestamisel. Näiteks AgCl PR vees = 1,6 × 10 -10. Hõbeda kontsentratsioon sellises lahuses üle AgCl on

Kas seda on palju või vähe? See on 1,4 mg hõbedat, mis kiletehases iga liitri pesuvedelikuga välja valatakse. Kui loputame mitte veega, vaid 0,1 N NaCl lahusega, siis

PR/ = 1,6 × 10 -9 mol/l,

need. lahusesse kantud hõbeda kontsentratsioon väheneb 10 000 korda.

Temperatuuri mõju. PR on konstantne väärtus konstantsel temperatuuril. Temperatuuri tõustes PR suureneb, nii et sadestamine on kõige parem teostada jahutatud lahustest.

Sademete lahustumine. Lahustuvusprodukti reegel on oluline halvasti lahustuvate sademete lahuseks muutmisel. Oletame, et peame lahustama BaCO 3 sademe. Selle sademega kokkupuutuv lahus on BaCO 3 suhtes küllastunud. See tähendab, et

= PR (BaCO3).

Kui lisate lahusele hapet, seovad H + ioonid lahuses olevad CO 3 2- ioonid hapra süsihappe molekulideks:

2H + + CO3 2- → H2CO3

Selle tulemusena väheneb järsult CO 3 2- iooni kontsentratsioon ja ioonprodukt muutub väiksemaks kui PR väärtus (BaCO 3). Lahus on BaCO 3 suhtes küllastumata ja osa BaCO 3 sademest läheb lahusesse. Piisava happe lisamisega saab kogu sademe lahustada. Järelikult algab sademe lahustumine siis, kui halvasti lahustuva elektrolüüdi ioonprodukt jääb mingil põhjusel PR väärtusest väiksemaks. Sademe lahustamiseks viiakse lahusesse elektrolüüt, mille ioonid võivad moodustada vähelahustuva elektrolüüdi ühe iooniga kergelt dissotsieerunud ühendi. See seletab vähelahustuvate hüdroksiidide lahustumist hapetes

Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl3 + 3H2O

OH‾ ioonid seonduvad kergelt dissotsieerunud H 2 O molekulidega.

PR-i teades on võimalik selgitada, miks ühed ained lahustuvad ja teised mitte. Seevastu on lihtne selgitada, miks mõned ained sadestuvad ja teised mitte.

Näiteks FeS lahustub vesinikkloriidhappes, kuid CuS ei:

FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S

PR(FeS) = 3,7 10 –19, PR(CuS) = 8,5 10 –45. Sellest järeldub, et vasksulfiidi puhul on küllastunud lahuses väga vähe S 2- ioone ja H molekule 2 S ei moodustu ja seetõttu ei häirita vasksulfiidi küllastunud lahuses tasakaalu. Sade ei lahustu. Raud(II)sulfiidi puhul on H 2 S molekulide moodustamiseks piisavalt sulfiidiioone ja tasakaal nihkub paremale. Raud(II)sulfiidi sade lahustub.

Teine näide: FeS ei sadestu lahusest H 2 S abil ja see sadestub (NH 4) 2 S lahusega:

FeCl2 + H2S ≠

FeCl 2 + (NH 4) 2 S \u003d FeS ↓ + 2NH 4 Cl

Vesiniksulfiidhape on nõrk (K 2 = 1·10 –14). Seetõttu pole tingimuse täitmiseks piisavalt S2-ioone

> PR,

ja jääki pole.

Ammooniumsulfiid on tugev elektrolüüt ja ülaltoodud tingimuse täitmiseks on piisavalt sulfiidiioone. Ja see viib sademete tekkeni.

Lahustuvusprodukti saab kasutada ioonide selektiivseks eraldamiseks lahustest sadestamise teel.

Näiteks kaaluge ladestumist ioonid Ba 2+ ja Sr 2+ lahusest, mis sisaldab 0,010 mol/l BaCl 2 ja 0,020 mol/l SrCl 2, kasutades kontsentreeritud Na 2 SO 4 lahust.

Baariumi ja strontsiumsulfaatide PR määratakse suhetega

PR = = 1,5 10 -9;

PR \u003d 7,6 10 -7.

Sellest tulenevalt ei toimu baariumsulfaadi sadestumist 0,010 mol/l Ba 2+ ioonide juuresolekul enne, kui SO 4 2- iooni kontsentratsioon jõuab

1,5·10 –9 / 0,010 = 1,5·10 –7 mol/l.

Strontsiumsulfaadi sadestumine algab sulfaadiioonide kontsentratsiooniga, mis on võrdne

7,6·10 –7 / 0,020 = 3,8·10 –5 mol/l.

Järelikult hakkavad baariumiioonid kõigepealt sadestuma. Kui sulfaadioonide kontsentratsioon jõuab 3,8·10 –5 mol/l, algab strontsiumsulfaadi sadestumine. Selleks ajaks jääb lahendus alles

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

See moodustab vaid 0,39% baariumiioonide algsest kogusest. Ülejäänud 99,6% baariumioonidest sadestatakse enne strontsiumsulfaadi sadenemist.

1. lehekülg

TEGEVUS #

Teema: Heterogeensed tasakaalud. Lahustuvuskonstant.

Motivatsioon teema õppimiseks. Bioloogilises vedelas keskkonnas domineerivad pigem heterogeensed kui homogeensed tasakaalud. Nende tasakaaluseisundite ja nende nihkumise suuna uurimine ei oma väikest praktilist tähtsust, et mõista kehas vähelahustuvate ainete tekke- ja lahustumismustreid.

Teadlased, kes uurivad bioloogilist evolutsiooni, usuvad, et looduslike ühendite erinev lahustuvus vees mõjutab oluliselt nende arvukust elusorganismides. Ühendite vees lahustuvuse ja mitmete elementide ioonide toksilise toime vahel on tihe seos. Näiteks Al 3+ ioonide sattumine organismi halvasti lahustuva AlPO 4 moodustumise tõttu põhjustab rahhiidi.

Sadestamisreaktsioonid on ravimite kvantitatiivses analüüsis laialdaselt kasutatava sadestamismeetodi aluseks. Sadestamismeetodit kasutatakse uriinis, maomahlas ja veres sisalduvate kloriidide kliinilisel analüüsil; sanitaar- ja hügieenianalüüsis - joogivee analüüsis.

Sihtmärk: Heterogeensete tasakaalude uurimine vähelahustuvate elektrolüütide küllastunud lahustes.

Õppe eesmärgid:

1. Omandada vähelahustuvate elektrolüütide küllastunud lahustes lahustuvuskonstandi arvutamise oskus.

2. Omandada elektrolüütide lahustuvuse arvutamise oskused elektrolüüdi lahustuvuse konstandi väärtuse alusel.

3. Omandada setete tekke ja lahustumise ennustamise oskusi.

Õppetunni kestus- 165 minutit (135 õppeaega ja 30 min vaheaeg).

Tunni asukoht- hariv töötuba (üldkeemia osakond)

Ülesanded üliõpilase iseseisvaks tööks klassivälisel ajal (iseõpe).

A. Testiküsimused

1. Heterogeensed tasakaalud halvasti lahustuvate elektrolüütide küllastunud lahustes.

2. Lahustuvuskonstant.

3. Sademete tekke ja lahustumise tingimused. Samanimeliste ioonide mõju vähelahustuva elektrolüüdi lahustuvusele.

1. Üldine keemia. Biofüüsikaline keemia. Biogeensete elementide keemia: õpik ülikoolidele / Yu.A. Ershov, V.A. Popkov, A.S. Berland jt – 2. väljaanne. - M.: VSh, 2000.

2. Üldkeemia töötuba. Biofüüsikaline keemia. Biogeensete elementide keemia / toim. V.A. Popkova, A.V. Babkova - M.: VSh, 2006.

3. Puzakov S.A., Popkov V.A., Filippova A.A. Ülesannete ja harjutuste kogumik üldkeemias. - M.: VSh, 2007.

4. Üld- ja bioorgaanilise keemia töötuba / toim. Popkova V.A. – 3. tr.-M.: kirjastuskeskus “Akadeemia”, 2008.-240lk.

B. Koolitusmaterjal.

Vähelahustuvate elektrolüütide küllastunud lahustes on nende elektrolüütide ioonide kontsentratsiooni korrutis, mis on tõstetud nende stöhhiomeetriliste koefitsientide astmeni, konstantne väärtus teatud temperatuuril ja seda nimetatakse lahustuvuskonstandiks (Ks).

Ks väärtuse põhjal on võimalik ennustada elektrolüütide ladestumise teket ja lahustumist:

1. 
   Elektrolüüt sadestub, kui selle ioonide kontsentratsioonide korrutis lahuses on suurem kui Ks väärtus.
2. 
   Elektrolüüdi sade lahustub, kui elektrolüüdiioonide kontsentratsioonide korrutis lahuses on väiksem kui selle elektrolüüdi Ks väärtus.

D. Õppeülesanded

Märge. Kui elektrolüüdi lahustuvust väljendatakse mol/l, on see elektrolüüdi molaarne kontsentratsioon.

Ülesanne nr 1 BaF 2 lahustuvus vees temperatuuril 18°C ​​on 7,5·10-3 mol/l. Arvutage BaF 2 lahustuvuskonstant sellel temperatuuril.

Arvestades: Lahendus.

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

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

1. 
   1 mol BaF 2 dissotsieerumisel moodustub 1 mol Ba 2+ ioone ja 2 mol F - ioone, seega on Ba 2+ ioonide kontsentratsioon võrdne BaF 2 lahustuvuse (kontsentratsiooniga) ja BaF 2 kontsentratsiooniga. F ioonid on kaks korda suuremad, s.t.

[Ba2+] = 7,5·10-3 mol/l; = 2 · 7,5 · 10 -3 = 1,5 · 10 -2 mol/l.

1. 
   BaF 2 lahustuvuskonstant on võrdne:

Ks (BaF 2) = 7,5 10 -3 (1,5 10 -2) 2 = 16,875 10 -7 = 1,69 10 -6
Vastus: Ks (BaF 2) = 1,69 10 -6
Ülesanne nr 2. Mangaansulfiidi MnS lahustuvuskonstant 25 °C juures on 2,5 · 10 -10. Arvutage mangaansulfiidi lahustuvus vees (mol/l) sellel temperatuuril.

Antud: Lahendus.

Ks (MnS) \u003d 2,5 10 -10 1. MnS ⇄ Mn 2+ + S 2-

C(MnS) - ? Ks (MnS) = ·

1. 
   1 mol MnS dissotsiatsioonil tekib 1 mol Mn 2+ ja S 2- ioone, mistõttu Mn 2+ ja S 2- ioonide kontsentratsioonid on võrdsed kontsentratsiooniga (lahustuvusega mol/l). MnS elektrolüüt. Tähistades Mn 2+ ja S 2- ioonide kontsentratsioone X-ga, saame:

Ks (MnS) \u003d X X \u003d X 2, seega X \u003d

X =

Vastus: mangaansulfiidi lahustuvus vees 25°C juures on 1,58·10 -5 mol/l.
Ülesanne nr 3. Ks (CdS) = 7,1 ± 10 -28. Kas kaadmiumsulfiidi CdS sade sadestub, kui 1 liitrile 0,1 N kaadmiumnitraadi Cd(NO 3) 2 lahusele lisatakse sama maht 0,01 N naatriumsulfiidi Na 2 S lahust? Algsete elektrolüütide dissotsiatsiooniaste võetakse võrdseks ühtsusega.

Antud: Lahendus:

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

V(Cd(NO 3) 2) = V(Na 2 S) = 1l CdS sade tekib, kui [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)

Kas moodustub CdS-sade? C(Cd(NO3)2) = ½ · 0,1 = 0,05 mol/l

C(Cd 2+) = 0,05 mol/l (enne lahuste segamist)

3. Na 2 S⇄ 2Na + + S 2-

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

C(Na2S) = 1/2 · 0,01 = 0,005 mol/l; C(S 2-) = 0,005 mol/l (enne lahuste segamist).

4. pärast 1 liitri Cd(NO 3) 2 ja 1 liitri Na 2 S segamist lahuse maht kahekordistus ning ioonide kontsentratsioonid ruumalaühiku kohta vähenesid poole võrra ja muutusid võrdseks:

C(Cd2+) = 0,05: 2 = 0,025 mol/l = 2,5 10-2 mol/l

C(S2-) = 0,005: 2 = 0,0025 mol/l = 2,5 ± 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 seetõttu sadestub CdS

D. Iseseisva lahendamise ülesanded.

Ülesanne 1. 3 liitrit toatemperatuuril küllastunud plii (II) sulfaadi PbSO 4 lahust sisaldab 0,132 g soola. Arvutage Ks(PbSO 4). (Vastus: 2,1·10 -8).

Probleem 2 . Hõbejodiidi AgI lahustuvuskonstant 25°C juures on 1,5·10 -16. Arvutage AgI lahustuvus vees sellel temperatuuril (mol/l). (Vastus: AgI lahustuvus on 1,22·10 -8 mol/l).
3. Kas AgNO 3 ja K 2 Cr 2 O 7 0,05 N lahuste võrdses mahus segamisel sadestub hõbedikromaadi Ag 2 Cr 2 O 7 sade? Ks (Ag2Cr2O7) = 2 · 10 -7 (25 °C). AgNO 3 ja K 2 Cr 2 O 7 dissotsiatsiooniaste on võrdne ühega. (Vastus: tekib Ag 2 Cr 2 O 7 sade).

1. lehekülg

6. Lahustuvuskonstant. Lahustuvus.

Lahusest ja sademest koosnevas süsteemis toimub kaks protsessi - sademe lahustumine ja sadestumine. Nende kahe protsessi kiiruste võrdsus on tasakaalu tingimus.

Küllastunud lahus on lahus, mis on sademega tasakaalus.

Rakendame sademe ja lahuse vahelise tasakaalu suhtes massi mõju seadust.

AgCl (tahke) Ag + + Cl -

Kuna = const, on meil:

K = K SAgCl = Üldiselt on meil:

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

Lahustuvuskonstant K S (või lahustuvusprodukt PR) - ioonide kontsentratsioonide korrutis nõrgalt lahustuva elektrolüüdi küllastunud lahuses - on konstantne väärtus ja sõltub ainult temperatuurist.

Mitmete soolade K S väärtuste näited:

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.

Lahustuvus vähelahustuvaid aineid s saab väljendada moolides liitri kohta. Sõltuvalt s väärtusest võib ained jagada halvasti lahustuvateks - s-deks< 10 -4 моль/л, среднерастворимые - 10 -4 моль/л  s  10 -2 моль/л и хорошо растворимые s >10 -2 mol/l.

Ühendite lahustuvus on seotud nende lahustuvuskonstandiga. AgCl jaoks on meil:

AgCl (tahke) Ag + + Cl -

Lahustuvus s – AgCl molaarne kontsentratsioon lahuses:

s = = m/(MV) = s = = .

Seega K S AgCl =  = s 2 ja s=
.

Üldiselt on meil A m B n jaoks: 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 .

Näide. Leidke AgCl (K S = 1,610 -10) ja Ag 2 CrO 4 (K S = 1,210 -12) lahustuvus.

Lahendus. AgCl Ag + + Cl - ,

K S = s2, 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.

Kuigi tavaliselt mida madalam on lahustuvus, seda madalam on K S, antud juhul erinevat tüüpi s(AgCl) ühendite puhul< s(Ag 2 CrO 4), хотя K S (AgCl) >K S (Ag 2 CrO 4).

Sademete ja setete lahustumise tingimused

Sademe ja lahuse – küllastunud lahuse – vahelise tasakaalu jaoks on meil AgCl puhul:

AgCl Ag + + Cl -  = K S .

Sadestumise tingimus kirjutatakse järgmiselt:  > K S

Sadestamise ajal vähenevad ioonide kontsentratsioonid, kuni saavutatakse tasakaal.

Sademe lahustumise või küllastunud lahuse olemasolu tingimus kirjutatakse järgmiselt: < K S .

Sademe lahustumisel suureneb ioonide kontsentratsioon kuni tasakaalu saavutamiseni.

Ühine iooniefekt

Ühise iooni lisamine vähendab halvasti lahustuvate ühendite lahustuvust.

Näide. Leiame AgCl lahustuvuse 0,1 M NaCl lahuses.

Lahendus. AgCl Ag + + Cl -

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

AgCl lahustuvus vees (vt eespool) on 1,3410 -5 mol/l, AgCl lahustuvus 0,1 M NaCl-s 1,610 -9 mol/l, s.o. 10 4 korda vähem.

Soola efekt

Lahuse ioontugevuse suurendamine suurendab halvasti lahustuvate ühendite lahustuvust.

Kuna halvasti lahustuvate ühendite dissotsiatsioonil tekkivate ioonide kontsentratsioonid ja ka tekkivate lahuste ioontugevus on väikesed, siis osutub K S avaldistes võimalikuks kasutada pigem ioonide kontsentratsioone kui nende aktiivsust. Juhtudel, kui lahuses esinevad tugevad elektrolüüdid, mis põhjustavad lahuse kõrge ioontugevuse, tuleb ioonide aktiivsus avaldises asendada K S-ga.

Määrame AgCl lahustuvuse 0,1 M NaCl-s, võttes arvesse lahuse ioontugevust

AgCl Ag + + Cl -

0,1M NaCl puhul  = 0,1 ja 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, st 1,64 korda rohkem kui lahuse ioontugevust arvestamata. Soola efekt on oluliselt väiksem kui samanimelise iooni mõju.

Näide. Mg(OH)2 lahustuvus on 0,012 g/l. Leia K S .

Lahendus. 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.

Näide. Kas 0,1 M Pb(NO 3) 2 ja 0,1 M NaCl lahuste võrdsetes kogustes segamisel tekib PbCl 2 sade, kui K S (PbCl 2) =

Lahendus. Pärast lahuste segamist vähenevad ioonide kontsentratsioonid poole võrra, s.o. meil on: = = = 0,05M, a = 0,1 M. Leidke lahuse ioontugevus:

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

Leiame aktiivsuskoefitsiendid: f Pb2+ = 0,24 ja f Cl - = 0,70.

PbCl 2 jaoks Pb +2 + 2Cl -

K S PbCl2 = a Pb2+ a Cl - 2, arvutage meie lahenduse jaoks Pb2+ a Cl - 2 väärtus:

a Pb2+ a Cl - 2 = f Pb2+ (f Cl -) 2 = 0,240,050,70 2 0,05 2 = 1,4710 -5, mis on väiksem kui PR PbCl2), (1. nii et sadet ei teki.

7. Redoksreaktsioonid

Redoksreaktsioonid- need on reaktsioonid, mis käivad koos elementide oksüdatsiooniastmete muutumisega. Oksüdatsiooniaste on aatomi nominaalne laeng molekulis, kus kõiki polaarseid sidemeid peetakse ioonseteks.

Oksüdatsioon on elektronide loovutamise protsess.

Taastumine on elektronide lisamise protsess.

Oksüdeerija– on aatom, molekul või ioon, mis võtab vastu elektrone ja alandab selle oksüdatsiooniastet, s.t. taastatakse.

Redutseeriv aine– on aatom, molekul või ioon, mis loovutab elektrone ja tõstab selle oksüdatsiooniastet, s.t. oksüdeerub.

Tüüpilised redutseerivad ja oksüdeerivad ained

Reduktorid: a) metallid - mida väiksem on ionisatsioonipotentsiaal, seda tugevamad on redutseerivad omadused; b) madalama oksüdatsiooniastmega elementide ühendid (NH 3, H 2 S, HBr, HI jne), milles kõik orbitaalid on täidetud ja saavad loovutada ainult elektrone.

Oksüdeerivad ained: a) mittemetallid (F 2, Cl 2, Br 2, O 2 jne) - mida suurem on elektronide afiinsus, seda tugevamad on oksüdeerivad omadused; b) kõrge oksüdatsiooniastmega metalliioonid (Fe 3+, Sn 4+, Mn 4+ jne); c) kõrgema oksüdatsiooniastmega elementide ühendid (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, NaBiO 3, HNO 3, H 2 SO 4 (konts.) jne), milles kõik valentselektronid on juba ära antud ja võivad olla ainult oksüdeerivad ained.

Vahepealsetes oksüdatsiooniastmetes (HNO 2, H 2 SO 3, H 2 O 2 jne) olevate elementide ühenditel võivad olla oksüdeerivad ja redutseerivad omadused sõltuvalt teise reagendi redoks-omadustest.

H2SO3 + 2H2S = 3S + 3H2O

oksüdeerunud taastama

H2SO3 + Br2 + H2O = H2SO4 + 2HBr

taastama oksüdeerunud

		redutseerija (tugev)
		oksüdeeriv aine (nõrk)
		redutseerija (nõrk)
		oksüdeeriv aine (tugev)
		redutseerija
		redutseerija, oksüdeerija
		redutseerija, oksüdeerija
		oksüdeerija

Oksüdeerivad ained, mis võtavad vastu elektrone, st redutseeritakse, lähevad redutseeritud kujul:

F 2 + 2e  2F -

oksüdeerunud taastama

Redutseerivad ained, mis loobuvad elektronidest, see tähendab oksüdeerivad, lähevad oksüdeeritud vormi:

Na 0 - 1e  Na +

taastama oksüdeerunud

Seega eksisteerivad nii oksüdeerivad ained kui redutseerijad oksüdeeritud (elemendi kõrgem oksüdatsiooniaste) ja redutseeritud (elemendi madalam oksüdatsiooniaste) kujul. Samas on oksüdeerijatele tüüpilisem üleminek oksüdeeritud vormilt redutseeritud vormile ja redutseerivatele ainetele üleminek redutseeritud vormilt oksüdeeritud vormile. Pöördprotsessid ei ole tüüpilised ja me ei usu näiteks, et F - on redutseerija ja Na + on oksüdeeriv aine.

Tasakaalu oksüdeerunud ja redutseeritud vormide vahel iseloomustab redokspotentsiaal, mis sõltub oksüdeerunud ja redutseeritud vormide kontsentratsioonidest, keskkonna reaktsioonist, temperatuurist jne. Seda saab arvutada Nernsti võrrand:

E = E o +

kus on oksüdeeritud vormi molaarne kontsentratsioon;

[Vähendatud] - redutseeritud vormi molaarne kontsentratsioon;

n on poolreaktsioonis osalevate elektronide arv;

E 0 - redokspotentsiaali standardväärtus; E = E 0, kui [Taastumine] = [Ok] = 1 mol/l;

Elektroodide standardpotentsiaalide väärtused E 0 on toodud tabelites ja iseloomustavad ühendite oksüdeerivaid ja redutseerivaid omadusi: Mida positiivsem on E 0 väärtus, seda tugevamad on oksüdeerivad omadused ja mida negatiivsem on E 0 väärtus, seda tugevamad redutseerivad omadused.

Näiteks:

F 2 + 2e  2F - E 0 = 2,87 V - tugev oksüdeerija

Na + + 1e  Na 0 E 0 = -2,71 V - tugev redutseerija

(redutseerimisreaktsioonide jaoks registreeritakse alati protsess).

Kuna redoksreaktsioon on kahe poolreaktsiooni, oksüdatsiooni ja redutseerimise kombinatsioon, iseloomustab seda oksüdeerija (E 0 ok) ja redutseerija (E 0 taastamine) standardsete elektroodipotentsiaalide erinevus - elektromotoorjõud (emf) E 0 :

E 0 = E 0 ok - E 0 taasta,

E.m.f. reaktsioon E 0 on seotud Gibbsi vaba energia G muutusega: G = -nFE 0 ja teisest küljest on G seotud reaktsiooni tasakaalukonstandiga K võrrandiga G = - 2.3RTlnK.

Kahest viimasest võrrandist tuleneb seos emf. ja reaktsiooni tasakaalukonstant:

E = (2,3RT/nF)lnK.

E.m.f. reaktsioonid muudel kui standardkontsentratsioonidel (st mitte 1 mol/l) E on võrdne:

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

Tasakaalu korral G = 0 ja seega E =0. Kust E = (0,059/n)logK ja K = 10 n E /0,059.

Et reaktsioon toimuks spontaanselt, peab olema täidetud järgmine nõue: G<0 или К>>1, mis vastab tingimusele E 0 >0. Seetõttu on selle redoksreaktsiooni toimumise võimaluse kindlakstegemiseks vaja arvutada E 0 väärtus. Kui E 0 0, toimub reaktsioon. Kui E 0 0, siis reaktsiooni ei toimu.

Näide 1. Määrake reaktsiooni toimumise võimalus

2FeCl 3 + 2KI  2FeCl 2 + 2KCl + I 2

Lahendus: Leiame, et oksüdeerija on Fe +3 ioon, mis redutseeritakse Fe +2-ks ja redutseerija on I -, mis oksüdeeritakse I 2-ks. Tabelist leiame standardsete elektroodide potentsiaalide väärtused: E 0 (Fe +3 /Fe +2) = 0,77 V ja E 0 (I 2 /2I -) = 0,54 V. Arvutame E 0:

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

Näide 2. Määrake reaktsiooni toimumise võimalus

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

Lahendus. Leiame, et oksüdeerija on permanganaadi ioon MnO 4 -, mis muutub Mn +2-ks ja redutseerija on kloriidi ioon, mis muutub gaasiliseks klooriks Cl 2. Määrame nende potentsiaalid tabelist: E 0 (MnO 4 - /Mn +2) = 1,51 V ja E 0 (Cl 2 /2Cl -) = 1,36 V. Me arvutame

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

Reaktsioon on võimalik, kuna E 0  0.

OVR klassifikatsioon

1. Molekulidevahelised oksüdatsiooni-redutseerimisreaktsioonid - oksüdeeriv aine ja redutseerija on osa erinevatest ainetest:

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

taastama oksüdeerunud

2. Disproportsioonireaktsioonid - vahepealses oksüdatsiooniastmes olev element on oksüdeeriv aine ja redutseerija:

2KOH + Cl2 = KCl + KClO + H2O

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

Nendes reaktsioonides on kloor ja N +3 oksüdeerivad ja redutseerivad ained.

3. Intramolekulaarsed oksüdatsiooni-redutseerimisreaktsioonid - oksüdeeriv aine ja redutseerija on osa ühest ainest:

2KClO3
2KCl + 3O 2

NH4NO3N2O + 2H2O

Nendes reaktsioonides on O -2, Cl +5 ja N -3, N +5 vastavalt redutseerivad ja oksüdeerivad ained.

Tuleb märkida, et ORR-i suund ja reaktsiooniproduktide iseloom sõltuvad reageerivate ainete redoks-omadustest ja keskkonna olemusest (happeline, neutraalne või aluseline). Näiteks kaaliumpermanganaat KMnO 4, millel on ainult oksüdeerivad omadused, moodustab happelisest keskkonnast neutraalsesse ja aluselisesse liikudes erinevaid redutseerimisprodukte ja selle redokspotentsiaal väheneb:

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

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

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

Kroom (VI) ühendid on tugevad oksüdeerivad ained happelises keskkonnas (E0 = +1,33 V), redutseeritakse Cr +3-ks ja kroom (III) ühenditel on leeliselises keskkonnas (E0 = -0,13 V) redutseerimisvõime, oksüdeerides kroom(VI) ühendid.

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

pH > 7: CrO 4 2- + 3e  3- (roheline)

Vesinikperoksiid H 2 O 2, mis sisaldab hapnikku vahepealses oksüdatsiooniastmes -1, omab oksüdeerivaid või redutseerivaid omadusi ning sõltuvalt lahuse pH-st muutub selle elektroodipotentsiaal ja produktid, milleks see redutseeritakse või oksüdeeritakse.

H 2 O 2 - oksüdeeriv aine:

pH > 7: H 2 O 2 + 2H + + 2e 2H 2 O

pH  7: H 2 O 2 + 2e 2OH -

H 2 O 2 - redutseerija:

pH > 7: H 2 O 2 - 2e O 2 + 2H +

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

Seega on ORR-i korrektseks kirjutamiseks vaja arvestada selle reaktsiooni esinemise tingimustega.

Ioonelektrooniline meetod OVR-i valmistamiseks

Ioonelektroonilist meetodit (või poolreaktsiooni meetodit) kasutatakse lahustes esinevate ORR-ide koostamiseks. See põhineb redutseerimis- ja oksüdatsiooniprotsesside individuaalsete poolreaktsioonide koostamisel ioon-molekulaarvõrrandite kujul. Sel juhul on vaja arvestada ioonreaktsiooni võrrandite kirjutamise reeglitega: tugevad elektrolüüdid kirjutatakse ioonide kujul ning nõrgad elektrolüüdid ja halvasti lahustuvad ained molekulide kujul.

OVR-i koostamise kord

1. Molekulaarse ORR võrrandi vasak pool kirjutatakse, määratakse oksüdeerija ja redutseerija.

2. Poolreaktsioonid kirjutatakse eraldi redutseerimis- ja oksüdatsiooniprotsesside jaoks ioon-molekulaarvõrrandite kujul, milles vasak ja parem pool (vasakul pool hapniku liig või puudus) võrdsustatakse, võttes arvesse kambri pH-d. lahus, milles kasutatakse H 2 O molekule, H + või OH - ioone:

pH< 7: избыток [O] 2H + + [O]  H 2 O

pH = 7: liigne [O]H 2 O + [O]  2OH -

defitsiit [O] H 2 O - [O]  2H +

pH > 7: liigne [O]H 2 O + [O]  2OH -

defitsiit [O] 2OH - - [O]  H 2 O.

3. Poolreaktsioonide vasakul ja paremal küljel olevate laengute summad võrdsustatakse elektronide liitmise või lahutamise teel. Pärast seda valitakse poolreaktsioonide tegurid.

4. Koostatakse ioonide-molekulaarse ORR võrrand, võttes arvesse tegureid.

5. Molekulaarse ORR võrrandi parem pool lisatakse ja sinna kantakse üle ioon-molekulaarvõrrandi koefitsiendid.

Näide 1. KMnO 4 interaktsioon Na 2 SO 3-ga happelises keskkonnas.

1. Kirjutame üles võrrandi vasaku poole, määrame oksüdeerija ja redutseerija:

KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 =

oksüdeerunud taastama kolmapäeval

2. Koostame poolreaktsioonid redutseerimis- ja oksüdatsiooniprotsesside jaoks, võttes arvesse happelist keskkonda. Happelises keskkonnas redutseeritakse permanganaadi ioon MnO 4 - Mn 2+ iooniks ja sulfitioon SO 3 2- oksüdeeritakse sulfaadiiooniks SO 4 2-:

MnO 4 -  Mn +2 - seome liigse hapniku H + ioonidega,

SO 3 2-  SO 4 2- - võtame veest puuduva hapniku ja H + ioonid eralduvad.

Saame järgmised poolreaktsioonid:

MnO 4 - + 8H +  Mn +2 + 4H 2 O

SO 3 2- + H 2 O  SO 4 2- + 2H +

3. Loendame mõlema poolreaktsiooni vasaku ja parema külje laengute summad ja võrdsustame laengud elektronide abil, valides tegurid:

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

4. Kirjutame kogu ioon-molekulaarse ORR võrrandi, võttes arvesse tegureid:

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

2MnO4 - + 16H + + 5SO 3 2- + 5H 2 O  2Mn +2 + 8H 2 O + 5SO 4 2- + 10H +

Redutseerime vesinikioone ja veemolekule ning saame:

5. Liidame molekulaarvõrrandi parema poole ja kanname sinna ioon-molekulaarvõrrandi koefitsiendid. Lõplik võrrand näeb välja selline:

2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O

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

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

2MnO4 - + 6H + + 5SO 3 2-  2Mn +2 + 3H 2O + 5SO 4 2-

Näide 2. Kroom(III)nitraadi oksüdeerimine vesinikperoksiidiga leeliselises keskkonnas on kvalitatiivne reaktsioon Cr 3+ ioonile. Aluselises keskkonnas oksüdeerub Cr 3+ ioon kromaadi iooniks CrO 4 2-, mis on kollase värvusega.

2Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O 2 + 10 KOH  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. Koordinatsiooniühendid

Koordineerimine(keeruline) ühendused on doonor-aktseptor sidemega ühendid. Koordinatsiooniühendid koosnevad sise- ja välissfääri ioonidest. Kompleksühendi valemis on sisesfääri ioonid suletud nurksulgudesse. Sisekera ioonid – kompleksioonid – koosnevad kompleksi moodustavast ainest (keskioon) ja ligandidest. Ligandide arvu kompleksi sisesfääris nimetatakse koordinatsiooninumbriks. Ligandi dentsus on sidemete arv, mille kaudu antud ligand on ühendatud kompleksimoodustajaga.

Näide: K 3

1. Välissfääri ioonid - 3K +

2. Sisekera ioon – 3-

3. Kompleksi moodustav aine - Fe 3+

4. Ligand - CN -, selle hambumus - 1

5. Koordineerimisnumber - 6

Üldine ja anorgaanilinekeemia. M.: Keemia, 1992--2004. Solovjov...

Keemia, mis tagab õpilaste ettevalmistamise kvaliteedi ühtse keemia riigieksami sooritamiseks (kursuse „Üldine ja anorgaaniline keemia“ teemade näitel) õppe- ja metoodiline juhend

Tööriistakomplekt

Vajalik teave kursuse kordamiseks " Kindral Ja anorgaanilinekeemia", ja erineva keerukusastmega ja... testülesannete täitmine……………………………….. Kursuse teemad “ Kindral Ja anorgaanilinekeemia" Perioodiline seadus ja aatomi struktuur………………………………………………

Üldine ja anorgaanilise keemia õpik

Seadus

Kindral Ja anorgaanilinekeemia: Proc. toetus / V.V. Baraguzina, I.V. Bogomolova, E.V. Fedorenko. - M.: ... distsipliini standard ja õppekava “ Kindral Ja anorgaanilinekeemia". Raamat võimaldab teil kiiresti omandada põhilised...