محصول حلالیت nis. محصول حلالیت

تعریف

بیایید مقداری نمک کم محلول، به عنوان مثال AgCl را در یک لیوان بریزیم و آب مقطر را به رسوب اضافه کنیم. در این حالت، یون های Ag + و Cl- که جذب دوقطبی های آب اطراف را تجربه می کنند، به تدریج از کریستال ها جدا می شوند و به محلول می روند. با برخورد در محلول، یون های Ag + و Cl- مولکول های AgCl را تشکیل می دهند و روی سطح کریستال ها رسوب می کنند. بنابراین، دو فرآیند متقابل متقابل در سیستم رخ می دهد، که منجر به تعادل دینامیکی می شود، زمانی که در واحد زمان همان تعداد یون های Ag + و Cl- وارد محلول می شوند که رسوب می کنند. تجمع یون های Ag + و Cl - در محلول متوقف می شود و در نتیجه محلول اشباع شده. در نتیجه، سیستمی را در نظر خواهیم گرفت که در آن رسوبی از یک نمک کم محلول در تماس با محلول اشباع این نمک وجود دارد. در این مورد، دو فرآیند متقابل اتفاق می افتد:

1) انتقال یون ها از رسوب به محلول. سرعت این فرآیند را می توان در دمای ثابت ثابت در نظر گرفت: V 1 = K 1 ;
2) رسوب یونها از محلول. سرعت این فرآیند V 2 به غلظت یون های Ag + و Cl - بستگی دارد. طبق قانون عمل جمعی:

از آنجایی که این سیستم در حالت تعادل است، پس

V 1 = V 2
k 2 = k 1

• = k 2 / k 1 = ثابت (در T = ثابت)

بدین ترتیب، حاصلضرب غلظت یون در محلول اشباع یک الکترولیت کم محلول در دمای ثابت ثابت است.اندازه. این مقدار محصول حلالیت (SP) نامیده می شود.

در مثال ارائه شده، PRagCl = . . در مواردی که الکترولیت حاوی دو یا چند یون یکسان باشد، هنگام محاسبه محصول حلالیت، غلظت این یونها باید به توان مناسب افزایش یابد.
به عنوان مثال، PRAg 2 S = 2

• ; PRPbI 2 = 2

به طور کلی، بیان محصول حلالیت برای یک الکترولیت A m B n است
PRA m B n = [A] m [B] n .
مقادیر محصول حلالیت برای مواد مختلف متفاوت است.
به عنوان مثال، PRCaCO 3 = 4.8

• 10 -9 ; PRagCl = 1.56 10 -10.

محاسبه PR آسان است، با دانستن حلالیت ترکیب در درجه حرارت داده شده.

مثال 1
حلالیت CaCO 3 0.0069 یا 6.9 است

• 10 -3 گرم در لیتر. PRCaCO 3 را پیدا کنید.

راه حل
بیایید حلالیت را در مول بیان کنیم:
SCaCO 3 = (6,9

· 10 -3 ) / 100,09 = 6.9. 10 -5 مول در لیتر

MCaCO3
از آنجایی که هر مولکول CaCO 3 در هنگام حل شدن، یک یون Ca 2 + و CO 3 2- می دهد، پس
= [CO 3 2- ] = 6.9

• 10-5 مول در لیتر،

بنابراین، PRCaCO 3 = = 6.9 10 -5 6.9 10 -5 = 4.8 10 -9

با دانستن مقدار PR، می توان به نوبه خود حلالیت یک ماده را بر حسب mol/l یا g/l محاسبه کرد.

مثال 2
محصول حلالیت PRPbSO 4 = 2.2

• 10 -8 گرم در لیتر.

حلالیت PbSO 4 چقدر است؟

راه حل
اجازه دهید حلالیت PbSO 4 را با X mol/l نشان دهیم. پس از وارد شدن به محلول، X مول PbSO 4 یون های X Pb 2+ و یون X SO 4 2- می دهد، به عنوان مثال:

ایکس
PRPbSO 4 = =

• < ПРAgCl - ненасыщенный раствор

• = PRAGCl - محلول اشباع

• > PRAGCl - محلول فوق اشباع

رسوب زمانی تشکیل می شود که محصول غلظت یون های یک الکترولیت کم محلول از مقدار محصول حلالیت آن در دمای معین بیشتر شود.هنگامی که محصول یونی برابر با مقدار PR شد، بارش متوقف می شود. با دانستن حجم و غلظت محلول های مخلوط، می توان محاسبه کرد که آیا رسوبی از نمک حاصل رسوب می کند یا خیر.

مثال 3
آیا هنگام مخلوط کردن حجم مساوی از محلول های 0.2 مولار سرب (NO 3) 2 و NaCl، رسوب ایجاد می کند.
PRPbCl 2

• 10 -4 .

راه حل
هنگام مخلوط شدن، حجم محلول دو برابر می شود و غلظت هر ماده به نصف کاهش می یابد، یعنی. 0.1 M یا 1.0 می شود

• 10-1 مول در لیتر. غلظت سرب 2+ و کلر یکسان خواهد بود. بنابراین، 2 = 1 10 -1 (1 10 -1) 2 = 1 10 -3. مقدار حاصل از PRPbCl 2 (2.4 10 -4) بیشتر است. بنابراین، بخشی از نمک PbCl 2 رسوب می کند. از مجموع موارد فوق می توان در مورد تأثیر عوامل مختلف در تشکیل بارش نتیجه گرفت.

اثر غلظت محلول
یک الکترولیت کم محلول با مقدار PR به اندازه کافی بزرگ نمی تواند از محلول های رقیق رسوب کند. به عنوان مثال، هنگامی که حجم های مساوی از محلول های 0.1 مولار سرب (NO 3) 2 و NaCl مخلوط شوند، رسوب PbCl 2 تشکیل نمی شود. هنگام مخلوط کردن حجم های مساوی، غلظت هر ماده 0.1 / 2 = 0.05 M یا 5 می شود.

• 10 -2 مول در لیتر. محصول یونی 2 = 5 10 -2 (5 10 -2) 2 = 12.5 10 -5. مقدار حاصل کمتر از PRPbCl 2 است، بنابراین هیچ بارشی رخ نخواهد داد.

تأثیر مقدار رسوب کننده
برای کامل ترین بارش ممکن، از مقدار مازاد رسوب دهنده استفاده می شود.
به عنوان مثال، ما نمک BaCO 3 را رسوب می دهیم: BaCl 2 + Na 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2NaCl. پس از افزودن مقدار معادل Na 2 CO 3، یونهای Ba 2+ در محلول باقی می مانند که غلظت آنها با مقدار PR تعیین می شود.
افزایش غلظت یون های CO 3 2 - ناشی از افزودن یک رسوب کننده اضافی (Na 2 CO 3 ) منجر به کاهش متناظر در غلظت یون های Ba 2 + در محلول می شود، به عنوان مثال. باعث افزایش کامل بارش این یون می شود.

تأثیر همان یون
حلالیت الکترولیت های کم محلول در حضور سایر الکترولیت های قوی که یون هایی به همین نام دارند کاهش می یابد. اگر محلولی از Na 2 SO 4 به تدریج به محلول غیر اشباع BaSO 4 اضافه شود، محصول یونی که در ابتدا کمتر از PRBaSO 4 بود (1.1)

• 10-10)، به تدریج به روابط عمومی می رسد و از آن فراتر می رود. بارش شروع به شکل گیری خواهد کرد.

اثر دما
PR یک مقدار ثابت در دمای ثابت است. با افزایش دما، PR افزایش می یابد، بنابراین رسوب بهتر است از محلول های سرد انجام شود.

انحلال رسوبات

قانون محصول حلالیت برای تبدیل رسوبات کم محلول به محلول مهم است. بیایید فرض کنیم که باید رسوب BaCO 3 را حل کنیم. محلول در تماس با این رسوب نسبت به BaCO 3 اشباع شده است.
این بدان معنی است که = PRBaCO 3 .

اگر اسیدی را به محلول اضافه کنید، یون های H + یون های CO 3 2- موجود در محلول را به مولکول های اسید کربنیک شکننده متصل می کنند:
2H + + CO 3 2- ® H 2 CO 3 ® H 2 O + CO 2 -
در نتیجه، غلظت یون CO 3 2- به شدت کاهش می یابد و محصول یونی کمتر از مقدار PRBaCO 3 می شود. محلول نسبت به BaCO 3 غیر اشباع خواهد بود و بخشی از رسوب BaCO 3 به محلول می رود. با افزودن اسید کافی، کل رسوب را می توان به محلول رساند. در نتیجه، انحلال رسوب زمانی آغاز می شود که، به دلایلی، محصول یونی یک الکترولیت کم محلول کمتر از مقدار PR شود. به منظور حل کردن رسوب، یک الکترولیت به محلول وارد می‌شود که یون‌های آن می‌توانند با یکی از یون‌های الکترولیت کم محلول، ترکیب کمی تفکیک شده ایجاد کنند. این انحلال هیدروکسیدهای کم محلول در اسیدها را توضیح می دهد

Fe(OH) 3 + 3HCl® FeCl 3 + 3H 2 O
یون های OH به مولکول های H 2 O کمی تفکیک شده متصل می شوند.

جدول. محصول حلالیت (SP) و حلالیت در 25 درجه سانتیگراد برخی از مواد کم محلول

فرمول	انحلال پذیری	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

الکترولیت های محلول PODILY

قانون عمل جرم برای یک سیستم تعادل ناهمگن متشکل از کریستال های یک الکترولیت کم محلول (نمک، باز، اسید) و یون های آن در یک محلول اشباع قابل اجرا است. اجازه دهید تعادل های مشاهده شده در محلول اشباع شده برخی از مواد کم محلول، به عنوان مثال، CaSO4 را در نظر بگیریم. در این سیستم، رسوب با محلول اشباع این ماده در تعادل است:

СaSO 4 Ca 2 + + SO 4 2–

محلول رسوبی

هنگامی که تعادل یونی ناهمگن برقرار می شود، به تعداد یون هایی که در واحد زمان به محلول برمی گردند به رسوب عبور می کنند (به دلیل حلالیت ناچیز، درجه یونیزاسیون الکترولیت در محلول را برابر با 1 فرض می کنیم). ثابت تعادل برای فرآیند انحلال رسوب به شکل زیر است:

از کجا، K∙ TV = ∙

غلظت یک ماده جامد یک مقدار ثابت است:

تلویزیون = پایان

با در نظر گرفتن این موضوع، K∙ جامد به عنوان حاصلضرب دو کمیت ثابت نیز می تواند یک مقدار ثابت، مشخصه ثابت معینی از یک ماده معین در نظر گرفته شود. این ثابت محصول حلالیت نامیده می شود. با PR مشخص می شود:

برای محلول اشباع سولفات کلسیم، محصول انحلال پذیری در دمای 25 درجه سانتیگراد 3.72∙10 -5 g-ion 2 /l2 است.

محصول حلالیت حلالیت الکترولیت ها را مشخص می کند. برای الکترولیت های دوتایی، حلالیت عددی برابر است

س = √PR.

به طور کلی، اگر یک الکترولیت کمی محلول دارای ترکیب پیچیده A n B m باشد و تفکیک آن بیش از دو یون تولید کند:

A n B m ↔ nA a + + mB b –،

سپس در بیان ثابت تعادل، غلظت یون ها با توان هایی برابر با ضرایب استوکیومتری نوشته می شود. nو متر.

PR = n [B b – ] m

از این رو، برای یک محلول آبی اشباع از یک الکترولیت کم محلول، حاصلضرب غلظت مولی تعادل یون های آن در توان برابر با ضرایب استوکیومتری در دمای معین، مقدار ثابتی است که محصول حلالیت نامیده می شود.

با مقایسه مقادیر محصولات حلالیت نمک های کم محلول، می توانید ببینید که کدام یک از آنها بهتر حل می شوند (جدول 15).

مقادیر روابط عمومی در شیمی عمومی، شیمی تحلیلی، هیدروشیمی، شیمی اقیانوس، اکولوژی و غیره استفاده می شود، زیرا امکان ارزیابی کمی موارد زیر را فراهم می کند:

شرایط تشکیل و انحلال رسوبات؛

مقدار PR بیانگر شرایط تشکیل و انحلال رسوب است:

اگر n [B b – ] m = PR، رسوب با محلول در تعادل است (محلول اشباع).

اگر n [B b – ] m > PR، رسوب تشکیل می شود (محلول فوق اشباع).

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

جدول 15.

محصول حلالیت برخی

الکترولیت های کم محلول در دمای 25 درجه سانتی گراد

الکترولیت		الکترولیت		الکترولیت

بنابراین، اگر در طول یک واکنش شیمیایی خاص، محصول غلظت یون‌های شرکت‌کننده در آن از محصول حلالیت بیشتر شود، رسوب یک ماده کم محلول رسوب می‌کند. و برعکس، اگر محصول غلظت یون های یک الکترولیت معین در محلول اشباع آن در نتیجه یک یا آن واکنش کمتر از محصول حلالیت یون های این الکترولیت شود، رسوب به محلول می رود.

از مجموع موارد فوق می توان در مورد تأثیر عوامل مختلف در تشکیل بارش نتیجه گرفت.

اثر غلظت محلول. یک الکترولیت کم محلول با مقدار PR به اندازه کافی بزرگ نمی تواند از محلول های رقیق رسوب کند.به عنوان مثال، هنگامی که حجم های مساوی از محلول های 0.1 مولار سرب (NO 3) 2 و NaCl مخلوط شوند، رسوب PbCl 2 تشکیل نمی شود. هنگام مخلوط کردن حجم های مساوی، غلظت هر ماده 0.1 / 2 = 0.05 M یا 5·10 -2 mol / L می شود. محصول یونی · 2 = 5·10 -2 ·(5·10 -2) 2 = 12.5·10 -5. مقدار حاصل کمتر از PR (PbCl 2) است، بنابراین هیچ بارشی رخ نخواهد داد.

تأثیر مقدار رسوب کننده.برای کامل ترین بارش ممکن، از مقدار مازاد رسوب دهنده استفاده می شود. به عنوان مثال، نمک BaCO 3 را رسوب می دهیم:

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

پس از افزودن مقدار معادل Na 2 CO 3، یونهای Ba 2+ در محلول باقی می مانند که غلظت آنها با مقدار PR تعیین می شود. افزایش غلظت یون های CO 3 2 - ناشی از افزودن یک رسوب کننده اضافی (Na 2 CO 3 ) منجر به کاهش متناظر در غلظت یون های Ba 2 + در محلول می شود، به عنوان مثال. باعث افزایش کامل بارش این یون می شود.

تأثیر همان یون.حلالیت الکترولیت های کم محلول در حضور سایر الکترولیت های قوی که یون هایی به همین نام دارند کاهش می یابد. اگر محلول Na 2 SO 4 به تدریج به محلول غیر اشباع BaSO 4 اضافه شود، محصول یونی که در ابتدا کمتر از PR (BaSO 4) بود (1.1·10-10) به تدریج به PR می رسد و از آن فراتر می رود. . بارش شروع به شکل گیری خواهد کرد.

به عنوان مثال، در رسوب فلزات با ارزش استفاده می شود. به عنوان مثال، PR از AgCl در آب = 1.6×10 -10. غلظت نقره در چنین محلولی بر روی AgCl خواهد بود

زیاد است یا کم؟ این 1.4 میلی گرم نقره است که با هر لیتر مایعات شستشو در کارخانه فیلم ریخته می شود. اگر نه با آب، بلکه با محلول NaCl 0.1 N شستشو دهیم، پس

PR/ = 1.6×10 -9 مول در لیتر،

آن ها غلظت نقره منتقل شده در محلول 10000 برابر کاهش می یابد.

اثر دما. PR یک مقدار ثابت در دمای ثابت است. با افزایش دما، PR افزایش می یابد، بنابراین رسوب بهتر است از محلول های سرد انجام شود.

انحلال رسوبات.قانون محصول حلالیت برای تبدیل رسوبات کم محلول به محلول مهم است. بیایید فرض کنیم که باید رسوب BaCO 3 را حل کنیم. محلول در تماس با این رسوب نسبت به BaCO 3 اشباع شده است

· = PR(BaCO 3).

اگر اسیدی را به محلول اضافه کنید، یون های H + یون های CO 3 2- موجود در محلول را به مولکول های اسید کربنیک شکننده متصل می کنند:

2H + + CO 3 2- → H 2 CO 3

در نتیجه، غلظت یون CO 3 2- به شدت کاهش می یابد و محصول یونی کمتر از مقدار PR (BaCO 3) می شود. محلول نسبت به BaCO 3 غیر اشباع خواهد بود و بخشی از رسوب BaCO 3 به محلول می رود. با افزودن اسید کافی، کل رسوب را می توان به محلول رساند. در نتیجه، انحلال رسوب زمانی آغاز می شود که، به دلایلی، محصول یونی یک الکترولیت کم محلول کمتر از مقدار PR شود. به منظور حل کردن رسوب، یک الکترولیت به محلول وارد می‌شود که یون‌های آن می‌توانند با یکی از یون‌های الکترولیت کم محلول، ترکیب کمی تفکیک شده ایجاد کنند. این انحلال هیدروکسیدهای کم محلول در اسیدها را توضیح می دهد

Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O

یون های OH‾ به مولکول های H 2 O کمی تفکیک شده متصل می شوند.

با دانستن PR می توان توضیح داد که چرا برخی از مواد حل می شوند و برخی دیگر حل نمی شوند. برعکس، توضیح اینکه چرا برخی از مواد رسوب می کنند و برخی دیگر رسوب نمی کنند، آسان است.

به عنوان مثال، FeS در اسید هیدروکلریک حل می شود، اما CuS حل نمی شود:

FeS + 2HCl → FeCl 2 + H 2 S

مقادیر PR(FeS) = 3.7 10-19، PR(CuS) = 8.5 10-45. نتیجه این است که در مورد سولفید مس در محلول اشباع، یون های S 2– و مولکول های H 2 بسیار کم هستند. S تشکیل نمی شود و بنابراین، تعادل در محلول اشباع سولفید مس به هم نمی خورد. رسوب حل نمی شود. در مورد سولفید آهن (II)، یون های سولفید به اندازه کافی برای تشکیل مولکول های H 2 S وجود دارد و تعادل به سمت راست تغییر می کند. رسوب سولفید آهن (II) حل می شود.

مثال دیگر: FeS از محلول توسط H2S رسوب نمی‌کند و توسط محلول (NH4)2S رسوب می‌کند:

FeCl 2 + H 2 S ≠

FeCl 2 + (NH 4) 2 S = FeS↓ + 2NH 4 Cl

اسید سولفید هیدروژن ضعیف است (K2 = 1·10-14). از این رو، یون های S 2- کافی برای انجام این شرط وجود ندارد

> روابط عمومی،

و هیچ رسوبی نمی ریزد.

سولفید آمونیوم یک الکترولیت قوی است و یونهای سولفید کافی برای برآوردن شرایط فوق وجود دارد. و این منجر به بارش می شود.

محصول حلالیت را می توان برای جداسازی انتخابی یون ها با رسوب از محلول ها استفاده کرد.

به عنوان مثال، رسوب را در نظر بگیرید یون های Ba 2 + و Sr 2 + از محلولی حاوی 0.010 mol / L BaCl 2 و 0.020 mol / L SrCl 2 با استفاده از محلول غلیظ Na 2 SO 4.

PR سولفات های باریم و استرانسیم توسط نسبت ها تعیین می شود

PR = = 1.5·10 -9 ;

PR = 7.6·10 -7.

در نتیجه، تا زمانی که غلظت یون SO 4 2- نرسد، رسوب سولفات باریم در حضور 0.010 مول در لیتر یون Ba 2+ رخ نخواهد داد.

1.5 · 10 -9 / 0.010 = 1.5 · 10 -7 مول در لیتر.

رسوب سولفات استرانسیم با غلظت یون سولفات برابر با شروع خواهد شد

7.6·10 –7 / 0.020 = 3.8·10 –5 mol/l.

در نتیجه، یون های باریم ابتدا شروع به رسوب می کنند. هنگامی که غلظت یون های سولفات به 3.8 · 10-5 مول در لیتر می رسد، رسوب سولفات استرانسیم آغاز می شود. تا آن زمان، راه حل باقی خواهد ماند

1.5 10 -9 / 3.8 10 -5 = 3.9 10 -5 mol/l.

این تنها 0.39٪ از مقدار اولیه یون های باریم است. 99.6 درصد باقی مانده از یون های باریم قبل از رسوب سولفات استرانسیم رسوب می کنند.

صفحه 1

شماره درس

موضوع:تعادل های ناهمگن ثابت حلالیت

انگیزه مطالعه موضوعدر محیط های مایع بیولوژیکی، تعادل های ناهمگن به جای همگن غالب است. مطالعه این تعادل ها و جهت جابجایی آنها اهمیت عملی کمی برای درک الگوهای تشکیل و انحلال مواد کم محلول در بدن ندارد.

دانشمندانی که تکامل بیولوژیکی را مطالعه می کنند معتقدند که حلالیت متفاوت ترکیبات طبیعی در آب تأثیر عمده ای بر فراوانی آنها در موجودات زنده دارد. رابطه نزدیکی بین حلالیت ترکیبات در آب و اثر سمی یونهای تعدادی از عناصر وجود دارد. به عنوان مثال، ورود یون های Al 3+ به بدن به دلیل تشکیل AlPO 4 با محلول ضعیف منجر به راشیتیسم می شود.

واکنش های بارشی اساس روش رسوب گذاری است که به طور گسترده در تجزیه و تحلیل کمی داروها استفاده می شود. روش رسوب در آنالیز بالینی کلریدها در ادرار، شیره معده و خون استفاده می شود. در تجزیه و تحلیل بهداشتی و بهداشتی - در تجزیه و تحلیل آب آشامیدنی.

هدف:بررسی تعادل های ناهمگن در محلول های اشباع الکترولیت های کم محلول

اهداف مطالعه:

1. مهارت محاسبه ثابت حلالیت در محلول های اشباع الکترولیت های کم محلول را به دست آورید.

2. در محاسبه حلالیت الکترولیت بر اساس مقدار ثابت حلالیت الکترولیت مهارت کسب کنید.

3. در پیش بینی تشکیل و انحلال رسوبات مهارت کسب کنید.

مدت زمان درس- 165 دقیقه (135 زمان مطالعه و 30 دقیقه استراحت).

محل برگزاری درس- کارگاه آموزشی (گروه شیمی عمومی)

تکالیف برای کار مستقل دانش آموز در زمان فوق برنامه (خودآموز).

الف- سوالات تستی

1. تعادل ناهمگن در محلول های اشباع الکترولیت های کم محلول.

2. ثابت حلالیت.

3. شرایط تشکیل و انحلال بارش. تأثیر یون‌های همنام بر حلالیت یک الکترولیت کمی محلول.

1. شیمی عمومی. شیمی بیوفیزیکی شیمی عناصر بیوژنیک: کتاب درسی برای دانشگاه ها / Yu.A. ارشوف، V.A. پاپکوف، A.S. برلند و همکاران - ویرایش دوم. - م.: وش، 2000.

2. کارگاه شیمی عمومی. شیمی بیوفیزیکی شیمی عناصر بیوژنیک / ویرایش. V.A. پاپکووا، A.V. بابکوا - م.: وش، 2006.

3. Puzakov S.A., Popkov V.A., Filippova A.A. مجموعه مسائل و تمرینات شیمی عمومی. - م.: وش، 2007.

4. کارگاه شیمی عمومی و زیست آلی / ویرایش. Popkova V.A. – چاپ سوم-م.: مرکز نشر فرهنگستان، 1387-240 ص.

ب. مواد آموزشی.

در محلول های اشباع الکترولیت های کم محلول، حاصلضرب غلظت یون های این الکترولیت ها به توان ضرایب استوکیومتری آنها یک مقدار ثابت در دمای معین است و ثابت حلالیت (Ks) نامیده می شود.

بر اساس مقدار Ks، می توان تشکیل و انحلال رسوبات الکترولیت را پیش بینی کرد:

1. 
   یک الکترولیت زمانی رسوب می کند که حاصلضرب غلظت یون های آن در محلول از مقدار Ks بیشتر باشد.
2. 
   رسوب الکترولیت زمانی حل می شود که حاصلضرب غلظت یون های الکترولیت در محلول کمتر از مقدار Ks این الکترولیت باشد.

د. وظایف یادگیری

توجه داشته باشید.اگر حلالیت یک الکترولیت بر حسب mol/L بیان شود، این غلظت مولی الکترولیت است.

وظیفه شماره 1حلالیت BaF 2 در آب در دمای 18 درجه سانتیگراد 7.5·10-3 mol/l است. ثابت حلالیت BaF 2 را در این دما محاسبه کنید.

داده شده: راه حل.

C(Ba F 2) = 7.5 10 -3 mol/l 1. BaF 2 ⇄ Ba 2+ +2F -

Ks -؟ Ks (BaF 2) = [Ba 2+ ] 2

1. 
   هنگامی که 1 مول از BaF 2 جدا می شود، 1 مول یون Ba 2 + و 2 مول یون F - تشکیل می شود، بنابراین، غلظت یون Ba 2 + برابر با حلالیت (غلظت) BaF 2 است و غلظت یون های F دو برابر بزرگتر است، یعنی.

[Ba 2+] = 7.5·10 -3 mol/l; = 2·7.5·10 -3 = 1.5·10 -2 mol/l.

1. 
   ثابت حلالیت BaF 2 برابر است با:

Ks (BaF 2) = 7.5 10 -3 (1.5 10 -2) 2 = 16.875 10 -7 = 1.69 10 -6
پاسخ: Ks (BaF 2) = 1.69 10 -6
وظیفه شماره 2. ثابت حلالیت سولفید منگنز MnS در دمای 25 درجه سانتیگراد 2.5 · 10 -10 است. حلالیت سولفید منگنز در آب (به mol/l) در این دما را محاسبه کنید.

داده شده: راه حل.

Ks (MnS) = 2.5 10 -10 1. MnS ⇄ Mn 2+ + S 2-

C(MnS) - Ks (MnS) = ·

1. 
   در طی تفکیک 1 مول MnS، 1 مول یون Mn 2 + و S 2- تشکیل می شود، بنابراین غلظت یون های Mn 2 + و S 2- برابر با غلظت (حلالیت در مول در لیتر) است. الکترولیت MnS با نشان دادن غلظت یون های Mn 2 + و S 2- با X، به دست می آوریم:

Ks (MnS) = X X = X 2، از این رو X =

X =

پاسخ: حلالیت سولفید منگنز در آب در دمای 25 درجه سانتی گراد 1.58·10 -5 mol/l است.
وظیفه شماره 3. Ks (CdS) = 7.1·10 -28. آیا اگر همان حجم 0.01 نیوتن محلول سولفید سدیم Na 2 S به 1 لیتر محلول 0.1 نیترات نیترات کادمیوم Cd(NO 3) 2 اضافه شود، رسوب CdS سولفید کادمیوم رسوب می کند؟ درجه تفکیک الکترولیت های اولیه برابر با واحد در نظر گرفته می شود.

داده شده: راه حل:

Ks (CdS) = 7.1 10 -28 1. CdS⇄ Cd 2+ + S 2-

V(Cd(NO 3) 2) = V(Na 2 S) = 1l یک رسوب CdS تشکیل می شود اگر ·[ 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)

آیا رسوب CdS تشکیل می شود؟ C(Cd(NO 3) 2) = ½ · 0.1 = 0.05 mol/l

C(Cd 2+) = 0.05 mol/l (قبل از مخلوط کردن محلول ها)

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 (قبل از مخلوط کردن محلول ها).

4. پس از مخلوط کردن 1 لیتر Cd(NO 3) 2 و 1 لیتر Na 2 S، حجم محلول دو برابر شد و غلظت یون ها در واحد حجم به نصف کاهش یافت و برابر شد:

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 بنابراین، CdS رسوب خواهد کرد

د. مسائل برای حل مستقل.

مسئله 1. 3 لیتر محلول سرب (II) سولفات PbSO 4 اشباع شده در دمای اتاق حاوی 0.132 گرم نمک است. محاسبه Ks (PbSO 4). (پاسخ: 2.1·10 -8).

مشکل 2 . ثابت حلالیت یدید نقره AgI در دمای 25 درجه سانتیگراد 16-10·5/1 است. حلالیت AgI در آب در این دما (بر حسب mol/l) را محاسبه کنید. (پاسخ: حلالیت AgI 1.22·10 -8 mol/l است).
3. آیا رسوب دی کرومات نقره Ag 2 Cr 2 O 7 هنگام مخلوط کردن حجم های مساوی از محلول های 0.05 N از AgNO 3 و K 2 Cr 2 O 7 رسوب می کند؟ Ks (Ag 2 Cr 2 O 7) = 2 · 10 -7 (25 درجه سانتیگراد). درجه تفکیک AgNO 3 و K 2 Cr 2 O 7 برابر با یک در نظر گرفته می شود. (پاسخ: رسوب Ag 2 Cr 2 O 7 تشکیل می شود).

صفحه 1

6. ثابت حلالیت. انحلال پذیری.

در یک سیستم متشکل از یک محلول و یک رسوب، دو فرآیند رخ می دهد - انحلال رسوب و رسوب. برابری نرخ این دو فرآیند شرط تعادل است.

محلول اشباع محلولی است که با رسوب در تعادل باشد.

اجازه دهید قانون عمل جرم را برای تعادل بین رسوب و محلول اعمال کنیم.

AgCl (جامد) Ag + + Cl -

از آنجا که = const داریم:

K = K SAgCl = به شکل کلی داریم:

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

ثابت حلالیت K S (یا محصول حلالیت PR) - محصول غلظت یون در یک محلول اشباع از یک الکترولیت کمی محلول - یک مقدار ثابت است و فقط به دما بستگی دارد.

نمونه هایی از مقادیر K S برای تعدادی نمک:

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.

انحلال پذیریماده کمی محلول s را می توان بر حسب مول در لیتر بیان کرد. بسته به مقدار s، مواد را می توان به کم محلول - s تقسیم کرد< 10 -4 моль/л, среднерастворимые - 10 -4 моль/л  s  10 -2 моль/л и хорошо растворимые s >10 -2 مول در لیتر.

حلالیت ترکیبات به ثابت حلالیت آنها مربوط می شود. برای AgCl داریم:

AgCl (جامد) Ag + + Cl -

حلالیت s - غلظت مولی AgCl در محلول:

s = = m/(MV) = s = = .

بنابراین K S AgCl =  = s 2 و s=
.

به طور کلی، برای A m B n داریم: 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 .

مثال. حلالیت AgCl (KS = 1.610 -10) و Ag 2 CrO 4 (KS = 1.210 -10) را بیابید.

راه حل. AgCl Ag + + Cl - ،

K S = s 2، s =
= 1.3410 -5 mol/l.

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

K S = (2s) 2 s = 4s 3، s =
= 6.510 -5 mol/l.

اگرچه معمولاً هرچه حلالیت کمتر باشد، KS کمتر است، در این مورد برای ترکیبات انواع مختلف s(AgCl)< s(Ag 2 CrO 4), хотя K S (AgCl) >K S (Ag 2 CrO 4).

شرایط بارش و انحلال رسوب

برای تعادل بین رسوب و محلول - محلول اشباع - در مورد AgCl داریم:

AgCl Ag + + Cl -  = K S.

شرط رسوب به صورت:  > K S نوشته می شود

در طول بارش، غلظت یون کاهش می یابد تا زمانی که تعادل برقرار شود.

شرط انحلال یک رسوب یا وجود محلول اشباع به صورت زیر نوشته می شود: < K S .

با حل شدن رسوب، غلظت یون افزایش می یابد تا زمانی که تعادل برقرار شود.

اثر یون مشترک

افزودن یک یون مشترک حلالیت ترکیبات کم محلول را کاهش می دهد.

مثال.بیایید حلالیت AgCl را در محلول NaCl 0.1 مولار پیدا کنیم.

راه حل. AgCl Ag + + Cl -

K S AgCl =  = s  0.1 = 1.610 -10، s = 1.610 -9 mol/l.

حلالیت AgCl در آب (به بالا مراجعه کنید) 1.3410-5 mol/l است، حلالیت AgCl در 0.1 M NaCl 1.610-9 mol/l است، یعنی. 10 4 برابر کمتر.

اثر نمک

افزایش قدرت یونی محلول حلالیت ترکیبات کم محلول را افزایش می دهد.

از آنجایی که غلظت یون‌های تشکیل‌شده در حین تفکیک ترکیبات کم محلول و همچنین قدرت یونی محلول‌های حاصل کم است، به نظر می‌رسد که می‌توان از غلظت‌های یون به جای فعالیت آن‌ها در بیان KS استفاده کرد. در مواردی که الکترولیت های قوی در محلول وجود دارد و باعث قدرت یونی بالای محلول می شود، لازم است فعالیت یون ها در بیان جایگزین KS شود.

اجازه دهید با در نظر گرفتن قدرت یونی محلول، حلالیت AgCl را در 0.1 مولار NaCl تعیین کنیم.

AgCl Ag + + Cl -

برای 0.1M NaCl  = 0.1 و 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، یعنی 1.64 برابر بیشتر از بدون در نظر گرفتن قدرت یونی محلول. اثر نمک به طور قابل توجهی کمتر از اثر یونی به همین نام است.

مثال. حلالیت Mg(OH) 2 0.012 گرم در لیتر است. K S را پیدا کنید.

راه حل. 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.

مثال. آیا هنگام مخلوط کردن حجم های مساوی از محلول های 0.1 M Pb(NO 3) 2 و 0.1 M NaCl، PbCl 2 رسوب می کند، اگر KS (PbCl 2) =

راه حل. پس از مخلوط کردن محلول ها، غلظت یون به نصف کاهش می یابد، یعنی. ما داریم: = = = 0.05 M، a = 0.1 M. قدرت یونی محلول را پیدا کنید:

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

ما ضرایب فعالیت را پیدا می کنیم: f Pb2+ = 0.24 و f Cl - = 0.70.

داشتن PbCl 2 Pb + 2 + 2Cl -

K S PbCl2 = a Pb2+ a Cl - 2، مقدار Pb2+ a Cl - 2 را برای محلول ما محاسبه کنید:

a Pb2+ a Cl - 2 = f Pb2+ (f Cl -) 2 = 0.240.050.70 2 0.05 2 = 1.4710 -5 که کمتر از PR PbCl2 -6 (1) است. بنابراین هیچ رسوبی تشکیل نمی شود.

7. واکنش های ردوکس

واکنش های ردوکس- اینها واکنش هایی هستند که با تغییر در حالت اکسیداسیون عناصر رخ می دهند. حالت اکسیداسیون بار اسمی یک اتم در یک مولکول است که در آن همه پیوندهای قطبی یونی در نظر گرفته می شوند.

اکسیداسیون- این فرآیند اهدای الکترون است.

بهبودفرآیند افزودن الکترون است.

اکسید کننده- اتم، مولکول یا یونی است که الکترون ها را می پذیرد و حالت اکسیداسیون آن را کاهش می دهد. در حال بازسازی است.

عامل کاهنده- اتم، مولکول یا یونی است که الکترون اهدا می کند و حالت اکسیداسیون آن را افزایش می دهد. اکسید می شود.

عوامل کاهنده و اکسید کننده معمولی

کاهنده ها:الف) فلزات - هرچه پتانسیل یونیزاسیون کمتر باشد، خواص کاهشی قوی تر است. ب) ترکیبات عناصر در حالات اکسیداسیون پایین (NH 3، H 2 S، HBr، HI و غیره) که در آنها تمام اوربیتال ها پر شده و فقط می توانند الکترون اهدا کنند.

عوامل اکسید کننده:الف) غیر فلزات (F 2، Cl 2، Br 2، O 2، و غیره) - هر چه میل ترکیبی الکترون بیشتر باشد، خواص اکسید کننده قوی تر است. ب) یون های فلزی در حالت های اکسیداسیون بالا (Fe 3 + ، Sn 4 + ، Mn 4 + و غیره). ج) ترکیبات عناصر در حالات اکسیداسیون بالاتر (KMnO 4، K 2 Cr 2 O 7، NaBiO 3، HNO 3، H 2 SO 4 (مجموع)، و غیره)، که در آنها تمام الکترون های ظرفیت قبلاً داده شده اند و فقط می توانند عوامل اکسید کننده باشند.

ترکیبات عناصر در حالت‌های اکسیداسیون میانی (HNO 2، H 2 SO 3، H 2 O 2، و غیره) بسته به خواص اکسیداسیون و کاهش معرف دوم می‌توانند خواص اکسید کننده و کاهشی از خود نشان دهند.

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

اکسید شده بازگرداندن

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

بازگرداندن اکسید شده

		عامل کاهنده (قوی)
		عامل اکسید کننده (ضعیف)
		عامل کاهنده (ضعیف)
		عامل اکسید کننده (قوی)
		عامل کاهنده
		عامل کاهنده، عامل اکسید کننده
		عامل کاهنده، عامل اکسید کننده
		اکسید کننده

عوامل اکسید کننده که الکترون ها را می پذیرند، یعنی کاهش می یابند، به شکل احیا می شوند:

F 2 + 2e  2F -

اکسید شده بازگرداندن

عوامل کاهنده، از دست دادن الکترون ها، یعنی اکسید کننده، به شکل اکسید شده عبور می کنند:

Na 0 - 1e  Na +

بازگرداندن اکسید شده

بنابراین، هم عوامل اکسید کننده و هم عوامل کاهنده به صورت اکسید شده (وضعیت اکسیداسیون بالاتر عنصر) و احیا شده (وضعیت اکسیداسیون پایین عنصر) وجود دارند. در عین حال، انتقال از فرم اکسید شده به شکل احیا شده برای عوامل اکسید کننده معمولی تر است و انتقال از شکل احیا شده به فرم اکسید شده برای عوامل کاهنده معمولی است. فرآیندهای معکوس معمولی نیستند، و ما معتقد نیستیم، برای مثال، F - یک عامل کاهنده و Na + یک عامل اکسید کننده است.

تعادل بین اشکال اکسید شده و احیا شده با پتانسیل ردوکس مشخص می شود که به غلظت اشکال اکسید شده و احیا شده، واکنش محیط، دما و غیره بستگی دارد. می توان آن را محاسبه کرد معادله نرنست:

E = E o +

غلظت مولی شکل اکسید شده کجاست.

[کاهش] - غلظت مولی شکل کاهش یافته.

n تعداد الکترون های شرکت کننده در نیمه واکنش است.

E 0 - مقدار استاندارد پتانسیل ردوکس. E = E 0 اگر [بازیابی] = [Ok] = 1 mol/l;

مقادیر پتانسیل الکترود استاندارد E 0 در جداول آورده شده است و خواص اکسید کننده و کاهنده ترکیبات را مشخص می کند: هر چه مقدار E 0 مثبت تر باشد، خواص اکسید کننده قوی تر و مقدار E 0 منفی تر است. خواص کاهشی قوی تر

مثلا:

F 2 + 2e  2F - E 0 = 2.87 V - عامل اکسید کننده قوی

Na + + 1e  Na 0 E 0 = -2.71 V - عامل کاهنده قوی

(فرایند همیشه برای واکنش های کاهش ثبت می شود).

از آنجایی که واکنش ردوکس ترکیبی از دو نیمه واکنش، اکسیداسیون و کاهش است، با تفاوت بین پتانسیل الکترود استاندارد اکسید کننده (E 0 ok) و کاهنده (E 0 restore) - نیروی الکتروموتور (emf) مشخص می شود. E 0:

E 0 = E 0 ok - E 0 بازیابی،

E.m.f. واکنش E 0 مربوط به تغییر انرژی آزاد گیبس G: G = -nFE 0 است و از طرف دیگر، G با معادله G = - به K ثابت تعادل واکنش مربوط می شود. 2.3RTlnK.

از دو معادله آخر رابطه بین emf به دست می آید. و ثابت تعادل واکنش:

E = (2.3RT/nF)lnK.

E.m.f. واکنش‌ها در غلظت‌هایی غیر از استاندارد (یعنی برابر با 1 mol/l نیست) E برابر است با:

E = E 0 - (2.3RT/nF)logK یا E = E 0 - (0.059/n)logK.

در حالت تعادل، G = 0 و بنابراین E = 0. از آنجا E = (0.059/n)logK و K = 10 n E /0.059.

برای اینکه واکنش به طور خود به خودی رخ دهد، شرایط زیر باید برآورده شود: G<0 или К>>1 که با شرط E 0 >0 مطابقت دارد. بنابراین، برای تعیین احتمال وقوع این واکنش ردوکس، لازم است مقدار E 0 محاسبه شود. اگر E 0 0 باشد، واکنش رخ می دهد. اگر E 0 0 باشد، واکنش رخ نمی دهد.

مثال 1.امکان وقوع واکنش را تعیین کنید

2FeCl 3 + 2KI  2FeCl 2 + 2KCl + I 2

راه حل: متوجه می شویم که عامل اکسید کننده یون Fe + 3 است که به Fe + 2 کاهش می یابد و عامل احیا کننده I - است که به I 2 اکسید می شود. ما از جدول مقادیر پتانسیل الکترود استاندارد را پیدا می کنیم: E 0 (Fe +3 /Fe +2) = 0.77 V و E 0 (I 2 / 2I -) = 0.54 V. ما E 0 را محاسبه می کنیم:

E 0 = E 0 ok - E 0 restore = 0.77 - 0.54 = 0.23 در 0.

مثال 2. امکان وقوع واکنش را تعیین کنید

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

راه حل. متوجه شدیم که عامل اکسید کننده یون پرمنگنات MnO 4 - است که به Mn +2 تبدیل می شود و عامل احیا کننده یون کلرید است که به کلر گازی Cl 2 تبدیل می شود. پتانسیل آنها را از جدول تعیین می کنیم: E 0 (MnO 4 - /Mn +2) = 1.51 V و E 0 (Cl 2 / 2Cl -) = 1.36 V. محاسبه می کنیم

E 0 = E 0 ok - E 0 restore = 1.51 - 1.36 = 0.15 v 0.

واکنش ممکن است، زیرا E 0  0.

طبقه بندی OVR

1. واکنش های بین مولکولی اکسیداسیون - کاهش - عامل اکسید کننده و عامل کاهنده بخشی از مواد مختلف هستند:

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

بازگرداندن اکسید شده

2. واکنش های عدم تناسب - یک عنصر در حالت اکسیداسیون متوسط، یک عامل اکسید کننده و یک عامل کاهنده است:

2KOH + Cl2 = KCl + KClO + H2O

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

در این واکنش ها کلر و N+3 عامل اکسید کننده و کاهنده هستند.

3. واکنش های درون مولکولی اکسیداسیون - کاهش - عامل اکسید کننده و عامل کاهنده بخشی از یک ماده هستند:

2KClO3
2KCl + 3O 2

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

در این واکنش ها O-2، Cl+5 و N-3، N+5 به ترتیب عامل کاهنده و اکسید کننده هستند.

لازم به ذکر است که جهت ORR و ماهیت محصولات واکنش به خواص ردوکس مواد واکنش دهنده و ماهیت محیط (اسیدی، خنثی یا قلیایی) بستگی دارد. به عنوان مثال، پرمنگنات پتاسیم KMnO 4، که فقط خواص اکسید کننده را نشان می دهد، هنگام انتقال از یک محیط اسیدی به یک محیط خنثی و قلیایی، محصولات کاهش متفاوتی را تشکیل می دهد و پتانسیل ردوکس آن کاهش می یابد:

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

pH = 7: MnO 4 - + 3e  MnO 2 (قهوه ای) E 0 = +0.60 v

pH > 7: MnO 4 - + 1e  MnO 4 -2 (سبز) E 0 = +0.56 V

ترکیبات کروم (VI) عوامل اکسید کننده قوی در یک محیط اسیدی (E0 = +1.33 V)، کاهش یافته به Cr + 3، و ترکیبات کروم (III) توانایی کاهش در یک محیط قلیایی (E0 = -0.13 V) را نشان می‌دهند و به اکسید می‌شوند. ترکیبات کروم (VI)

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

pH > 7: CrO 4 2- + 3e  3- (سبز)

پراکسید هیدروژن H 2 O 2، حاوی اکسیژن در حالت اکسیداسیون میانی -1، خاصیت اکسید کننده یا کاهشی از خود نشان می دهد و بسته به pH محلول، پتانسیل الکترود آن و محصولاتی که به آنها کاهش می یابد یا اکسید می شود، تغییر می کند.

H 2 O 2 - عامل اکسید کننده:

pH > 7: H 2 O 2 + 2H + + 2e 2H 2 O

pH  7: H 2 O 2 + 2e 2OH -

H 2 O 2 - عامل کاهنده:

pH > 7: H 2 O 2 - 2e O 2 + 2H +

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

بنابراین، برای نوشتن صحیح ORR، باید شرایط وقوع این واکنش را در نظر گرفت.

روش یونی-الکترونیکی برای تهیه OVR

روش یون-الکترونیک (یا روش نیمه واکنش) برای جمع آوری ORRهای موجود در محلول ها استفاده می شود. این بر اساس گردآوری نیمه واکنش های فردی برای فرآیندهای احیا و اکسیداسیون در قالب معادلات یون مولکولی است. در این مورد، لازم است قوانین نوشتن معادلات واکنش یونی را در نظر گرفت: الکترولیت های قوی به شکل یون و الکترولیت های ضعیف و مواد کم محلول به صورت مولکول نوشته می شوند.

روش تهیه OVR

1. سمت چپ معادله ORR مولکولی نوشته شده، عامل اکسید کننده و عامل احیا کننده تعیین می شود.

2. نیمه واکنش ها به طور جداگانه برای فرآیندهای احیا و اکسیداسیون به شکل معادلات یونی- مولکولی نوشته شده است که در آن سمت چپ و راست (اکسیژن اضافی یا کمبود در سمت چپ) با در نظر گرفتن pH برابر می شود. محلول با استفاده از مولکول های H 2 O، یون های H + یا OH - :

pH< 7: избыток [O] 2H + + [O]  H 2 O

pH = 7: مازاد [O]H 2 O + [O]  2OH -

کمبود [O] H 2 O - [O]  2H +

pH > 7: مازاد [O]H 2 O + [O]  2OH -

کمبود [O] 2OH - - [O]  H 2 O.

3. مجموع بارهای سمت چپ و راست نیمه واکنش ها با جمع یا تفریق الکترون ها یکسان می شوند. پس از این، ضرب کننده ها برای نیمه واکنش ها انتخاب می شوند.

4. معادله کل یون مولکولی ORR با در نظر گرفتن عوامل نوشته شده است.

5. سمت راست معادله ORR مولکولی اضافه شده و ضرایب از معادله یون مولکولی به آن منتقل می شود.

مثال 1.برهمکنش KMnO 4 با Na 2 SO 3 در یک محیط اسیدی.

1. سمت چپ معادله را بنویسید، عامل اکسید کننده و عامل کاهنده را تعیین کنید:

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

اکسید شده بازگرداندن چهار شنبه

2. ما نیمه واکنش ها را برای فرآیندهای احیا و اکسیداسیون با در نظر گرفتن محیط اسیدی ترکیب می کنیم. در یک محیط اسیدی، یون پرمنگنات MnO 4 - به یون Mn 2 + کاهش می یابد و یون سولفیت SO 3 2- به یون سولفات SO 4 2- اکسید می شود:

MnO 4 -  Mn +2 - ما اکسیژن اضافی را با یون های H + متصل می کنیم.

SO 3 2-  SO 4 2- - اکسیژن از دست رفته را از آب می گیریم و یون های H + آزاد می شوند.

نیمه واکنش های زیر را دریافت می کنیم:

MnO 4 - + 8H +  Mn +2 + 4H 2 O

SO 3 2- + H 2 O  SO 4 2- + 2H +

3. مجموع بارهای سمت چپ و راست هر دو نیمه واکنش را می شماریم و بارها را با استفاده از الکترون ها برابر می کنیم و فاکتورها را انتخاب می کنیم:

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

4. معادله کل یون مولکولی ORR را با در نظر گرفتن عوامل می نویسیم:

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 +

ما یون های هیدروژن و مولکول های آب را کاهش می دهیم و به دست می آوریم:

5. سمت راست معادله مولکولی را اضافه کرده و ضرایب معادله یون مولکولی را به آن منتقل می کنیم. معادله نهایی به صورت زیر خواهد بود:

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-

مثال 2.اکسیداسیون نیترات کروم (III) با پراکسید هیدروژن در یک محیط قلیایی یک واکنش کیفی به یون Cr 3+ است. در یک محیط قلیایی، یون Cr 3+ به یون کرومات CrO 4 2- اکسید می شود که رنگ زرد دارد.

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. ترکیبات هماهنگی

هماهنگی(پیچیده) اتصالات- اینها ترکیباتی با پیوند دهنده - گیرنده هستند. ترکیبات هماهنگی از یونهای کره داخلی و خارجی تشکیل شده است. در فرمول یک ترکیب پیچیده، یون های کره داخلی در براکت های مربع قرار می گیرند. یون های کره داخلی - یون های پیچیده - از یک عامل کمپلکس کننده (یون مرکزی) و لیگاندها تشکیل شده اند. به تعداد لیگاندها در کره داخلی مجموعه، عدد هماهنگی می گویند. چگالی لیگاند تعداد پیوندهایی است که توسط آن لیگاند معین به یک عامل کمپلکس کننده متصل می شود.

مثال: K 3

1. یون های کره بیرونی - 3K +

2. یون کره داخلی - 3-

3. عامل کمپلکس - Fe 3+

4. لیگاند - CN -، دندانه آن - 1

5. شماره هماهنگی - 6

عمومی و غیرآلیعلم شیمی. م.: علم شیمی، 1992--2004. سولوویف...

شیمی تضمین کیفیت آمادگی دانش آموزان برای قبولی در آزمون دولتی واحد شیمی (با استفاده از نمونه سرفصل های درس شیمی عمومی و معدنی) راهنمای آموزشی و روش شناختی

ابزار

اطلاعات لازم برای تکرار دوره " عمومیو غیرآلیعلم شیمی"، و سطوح مختلف پیچیدگی و ... تکمیل تکالیف تستی……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………….. عمومیو غیرآلیعلم شیمی"قانون تناوبی و ساختار اتم……………………………………………………

کتاب درسی شیمی عمومی و معدنی

قانون

عمومیو غیرآلیعلم شیمی: کتاب درسی. کمک هزینه / V.V. باراگوزینا، آی.وی. بوگومولوا، E.V. فدورنکو. - م.: ... استاندارد و برنامه درسی برای رشته “ عمومیو غیرآلیعلم شیمی". این کتاب به شما این امکان را می دهد که به سرعت به اصول اولیه ...