Produkt rozpuszczalności nis. Produkt rozpuszczalności

Definicja

Umieśćmy w zlewce trochę trudno rozpuszczalnej soli, np. AgCl, i do osadu dodajemy wodę destylowaną. W tym przypadku jony Ag + i Cl -, przyciągane przez otaczające dipole wody, stopniowo odrywają się od kryształów i przechodzą do roztworu. Zderzając się w roztworze, jony Ag + i Cl - tworzą cząsteczki AgCl i osadzają się na powierzchni kryształów. Zatem w układzie zachodzą dwa wzajemnie przeciwne procesy, które prowadzą do równowagi dynamicznej, gdy w jednostce czasu do roztworu przechodzi ta sama liczba jonów Ag + i Cl - w miarę ich wytrącania. Zatrzymuje się akumulacja jonów Ag + i Cl - w roztworze, w wyniku czego roztwór nasycony. W związku z tym rozważymy układ, w którym w kontakcie z nasyconym roztworem tej soli następuje wytrącenie się trudno rozpuszczalnej soli. W tym przypadku zachodzą dwa wzajemnie przeciwne procesy:

1) Przejście jonów z osadu do roztworu. Szybkość tego procesu można uznać za stałą w stałej temperaturze: V 1 = K 1 ;
2) Wytrącanie jonów z roztworu. Szybkość tego procesu V 2 zależy od stężenia jonów Ag + i Cl -. Zgodnie z prawem działania masowego:

Ponieważ układ ten jest w stanie równowagi, to

V 1 = V 2
k 2 = k 1

• = k 2 / k 1 = const (przy T = const)

Zatem, iloczyn stężenia jonów w nasyconym roztworze trudno rozpuszczalnego elektrolitu w stałej temperaturze jest stały rozmiar. Ilość tę nazywa się iloczynem rozpuszczalności (SP).

W podanym przykładzie PRAgCl = . . W przypadkach, gdy elektrolit zawiera dwa lub więcej identycznych jonów, przy obliczaniu iloczynu rozpuszczalności stężenie tych jonów należy podnieść do odpowiedniej potęgi.
Na przykład PRAg2S = 2

• ; PRPbI 2 = 2

Ogólnie wyrażenie na produkt rozpuszczalności elektrolitu to A m B n
PRA m B n = [A] m [B] n .
Wartości iloczynu rozpuszczalności są różne dla różnych substancji.
Na przykład PRCaCO3 = 4,8

• 10-9; PRAgCl = 1,56 · 10 -10.

PR można łatwo obliczyć, znając rozpuszczalność związku w danej temperaturze.

Przykład 1
Rozpuszczalność CaCO3 wynosi 0,0069 lub 6,9

• 10 -3 g/l. Znajdź PRCaCO 3.

Rozwiązanie
Wyraźmy rozpuszczalność w molach:
SCaCO3 = (6,9

· 10 -3 ) / 100,09 = 6,9. 10 -5 mol/l

MCaCO3
Ponieważ każda cząsteczka CaCO 3 po rozpuszczeniu daje jeden jon Ca 2+ i CO 3 2-, wówczas
= [CO32-] = 6,9

• 10 -5 mol/l,

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

Znając wartość PR można z kolei obliczyć rozpuszczalność substancji w mol/l lub g/l.

Przykład 2
Produkt rozpuszczalności PRPbSO 4 = 2,2

• 10 -8 g/l.

Jaka jest rozpuszczalność PbSO4?

Rozwiązanie
Oznaczmy rozpuszczalność PbSO 4 przez X mol/l. Po przejściu do roztworu X moli PbSO 4 da X jonów Pb 2+ i X SO 4 2-, tj.:

X
PRPbSO4 = =

• < ПРAgCl - ненасыщенный раствор

• = PRAgCl - roztwór nasycony

• > PRAgCl - roztwór przesycony

Osad powstaje, gdy iloczyn stężeń jonów słabo rozpuszczalnego elektrolitu przekroczy wartość jego iloczynu rozpuszczalności w danej temperaturze. Gdy produkt jonowy zrówna się z wartością PR, wytrącanie ustaje. Znając objętość i stężenie zmieszanych roztworów, można obliczyć, czy wytrąci się osad powstałej soli.

Przykład 3
Czy podczas mieszania równych objętości 0,2 M roztworów Pb(NO 3) 2 i NaCl wytrąca się osad?
PRPbCl 2

• 10 -4 .

Rozwiązanie
Po zmieszaniu objętość roztworu podwaja się, a stężenie każdej substancji zmniejsza się o połowę, tj. wyniesie 0,1 M lub 1,0

• 10 -1 mol/l. Stężenia Pb 2+ i Cl - będą takie same. Dlatego 2 = 1 10 -1 (1 10 -1) 2 = 1 10 -3. Otrzymana wartość przekracza PRPbCl 2 (2,4 · 10 -4). Dlatego część soli PbCl2 wytrąca się. Z powyższego możemy wyciągnąć wniosek o wpływie różnych czynników na powstawanie opadów.

Wpływ stężenia roztworu
Trudno rozpuszczalnego elektrolitu o wystarczająco dużej wartości PR nie da się wytrącić z rozcieńczonych roztworów. Na przykład osad PbCl 2 nie utworzy się po zmieszaniu równych objętości 0,1 M roztworów Pb(NO 3) 2 i NaCl. Podczas mieszania równych objętości stężenia każdej substancji wyniosą 0,1 / 2 = 0,05 M lub 5

• 10 -2 mol/l. Produkt jonowy 2 = 5 10 -2 (5 10 -2) 2 = 12,5 10 -5. Otrzymana wartość jest mniejsza niż PRPbCl2, zatem nie nastąpi wytrącanie się osadu.

Wpływ ilości środka strącającego
Aby uzyskać jak najpełniejsze wytrącenie, stosuje się nadmiar środka strącającego.
Na przykład wytrącamy sól BaCO 3: BaCl 2 + Na 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2NaCl. Po dodaniu równoważnej ilości Na 2 CO 3 w roztworze pozostają jony Ba 2+, których stężenie określa się na podstawie wartości PR.
Wzrost stężenia jonów CO 3 2- spowodowany dodatkiem nadmiaru środka strącającego (Na 2 CO 3) będzie powodował odpowiednie zmniejszenie stężenia jonów Ba 2+ w roztworze, tj. zwiększy kompletność wytrącania tego jonu.

Wpływ tego samego jonu
Rozpuszczalność trudno rozpuszczalnych elektrolitów zmniejsza się w obecności innych mocnych elektrolitów zawierających jony o tej samej nazwie. Jeśli do nienasyconego roztworu BaSO 4 doda się stopniowo roztwór Na 2 SO 4, wówczas produkt jonowy, którego początkowo było mniej niż PRBaSO 4 (1,1

• 10 -10), stopniowo osiągnie PR i przekroczy go. Zaczną się tworzyć opady.

Wpływ temperatury
PR jest wartością stałą w stałej temperaturze. Wraz ze wzrostem temperatury wzrasta PR, dlatego osadzanie najlepiej przeprowadzać ze schłodzonych roztworów.

Rozpuszczanie osadów

Reguła iloczynu rozpuszczalności jest ważna przy przekształcaniu słabo rozpuszczalnych osadów w roztwór. Załóżmy, że musimy rozpuścić osad BaCO 3. Roztwór stykający się z tym osadem jest nasycony BaCO3.
Oznacza to, że = PRBaCO 3 .

Jeśli do roztworu dodasz kwas, jony H + zwiążą jony CO 3 2- obecne w roztworze w cząsteczki kruchego kwasu węglowego:
2H + + CO 3 2- ® H 2 CO 3 ® H 2 O + CO 2 -
W rezultacie stężenie jonu CO 3 2- gwałtownie spadnie, a produkt jonowy stanie się mniejszy niż wartość PRBaCO 3. Roztwór będzie nienasycony w stosunku do BaCO3 i część osadu BaCO3 przejdzie do roztworu. Dodając wystarczającą ilość kwasu, cały osad można doprowadzić do roztworu. W konsekwencji rozpuszczanie osadu rozpoczyna się, gdy z jakiegoś powodu produkt jonowy słabo rozpuszczalnego elektrolitu staje się mniejszy niż wartość PR. W celu rozpuszczenia osadu do roztworu wprowadza się elektrolit, którego jony mogą tworzyć lekko zdysocjowany związek z jednym z jonów trudno rozpuszczalnego elektrolitu. Wyjaśnia to rozpuszczanie trudno rozpuszczalnych wodorotlenków w kwasach

Fe(OH) 3 + 3HCl ® FeCl 3 + 3H 2 O
Jony OH - łączą się w lekko zdysocjowane cząsteczki H 2 O.

Tabela. Produkt rozpuszczalności (SP) i rozpuszczalność w temperaturze 25°C niektórych słabo rozpuszczalnych substancji

Formuła	Rozpuszczalność	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

ELEKTROLITY W ROZTWORZE PODILY

Prawo działania masy ma zastosowanie do heterogenicznego układu równowagi składającego się z kryształów trudno rozpuszczalnego elektrolitu (soli, zasady, kwasu) i jego jonów w roztworze nasyconym. Rozważmy równowagi obserwowane w nasyconym roztworze jakiejś trudno rozpuszczalnej substancji, na przykład CaSO4. W tym układzie osad znajduje się w równowadze z nasyconym roztworem tej substancji:

СaSO 4 Ca 2+ + SO 4 2–

roztwór osadu

Gdy ustali się niejednorodna równowaga jonowa, do roztworu przedostanie się w jednostce czasu tyle jonów, ile jonów wróci do osadu (ze względu na znikomą rozpuszczalność przyjmujemy, że stopień jonizacji elektrolitu w roztworze jest równy 1). Stała równowagi procesu rozpuszczania osadu ma postać:

skąd, K∙ TV = ∙

Stężenie substancji stałej jest wartością stałą:

telewizja = stała

Biorąc to pod uwagę, K∙ ciało stałe jako iloczyn dwóch stałych wielkości również można uznać za wartość stałą, pewną stałą cechę danej substancji. Stała ta nazywana jest iloczynem rozpuszczalności. Oznacza się to PR:

Dla nasyconego roztworu siarczanu wapnia produkt rozpuszczalności w temperaturze 25 o C wynosił 3,72∙10 -5 g-ion 2 /l 2.

Iloczyn rozpuszczalności charakteryzuje rozpuszczalność elektrolitów. W przypadku elektrolitów binarnych rozpuszczalność jest liczbowo równa

S = √PR.

Ogólnie rzecz biorąc, jeśli słabo rozpuszczalny elektrolit ma złożony skład A n B m, a jego dysocjacja powoduje powstanie więcej niż dwóch jonów:

A n B m ↔ nA a + + mB b – ,

wówczas w wyrażeniu na stałą równowagi stężenia jonów zapisuje się w potęgach równych współczynnikom stechiometrycznym N I M.

PR = n [B b – ] m

Stąd, dla nasyconego wodnego roztworu trudno rozpuszczalnego elektrolitu iloczyn równowagowych stężeń molowych jego jonów o mocach równych współczynnikom stechiometrycznym w danej temperaturze jest stałą wartością zwaną iloczynem rozpuszczalności.

Porównując wartości produktów rozpuszczalności soli trudno rozpuszczalnych, można zobaczyć, która z nich rozpuszcza się lepiej (tabela 15).

Wartości PR znajdują zastosowanie w chemii ogólnej, chemii analitycznej, hydrochemii, chemii oceanów, ekologii itp., ponieważ pozwalają na ilościową ocenę:

warunki powstawania i rozpuszczania osadów;

Wartość PR implikuje warunek tworzenia i rozpuszczania osadu:

Jeżeli n [B b – ] m = PR, to osad znajduje się w równowadze z roztworem (roztworem nasyconym);

Jeżeli n [B b – ] m > PR to tworzy się osad (roztwór przesycony);

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

Tabela 15.

Produkt rozpuszczalności niektórych

słabo rozpuszczalne elektrolity w temperaturze 25 o C

Elektrolit		Elektrolit		Elektrolit

Tak więc, jeśli podczas określonej reakcji chemicznej iloczyn stężeń uczestniczących w niej jonów stanie się większy niż iloczyn rozpuszczalności, wówczas wytrąca się osad trudno rozpuszczalnej substancji. I odwrotnie, jeśli iloczyn stężeń jonów danego elektrolitu w jego nasyconym roztworze w wyniku tej lub innej reakcji stanie się mniejszy niż iloczyn rozpuszczalności jonów tego elektrolitu, wówczas osad przechodzi do roztworu.

Z powyższego możemy wyciągnąć wniosek o wpływie różnych czynników na powstawanie opadów.

Wpływ stężenia roztworu. Trudno rozpuszczalnego elektrolitu o wystarczająco dużej wartości PR nie da się wytrącić z rozcieńczonych roztworów. Na przykład osad PbCl 2 nie utworzy się po zmieszaniu równych objętości 0,1 M roztworów Pb(NO 3) 2 i NaCl. Podczas mieszania równych objętości stężenia każdej substancji wyniosą 0,1 / 2 = 0,05 M lub 5,10 -2 mol/l. Produkt jonowy · 2 = 5,10 -2 ·(5,10 -2) 2 = 12,5,10 -5. Otrzymana wartość jest mniejsza niż PR(PbCl 2), dlatego nie nastąpi wytrącanie.

Wpływ ilości środka strącającego. Aby uzyskać jak najpełniejsze wytrącenie, stosuje się nadmiar środka strącającego. Na przykład wytrącamy sól BaCO 3:

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

Po dodaniu równoważnej ilości Na 2 CO 3 w roztworze pozostają jony Ba 2+, których stężenie określa się na podstawie wartości PR. Wzrost stężenia jonów CO 3 2- spowodowany dodatkiem nadmiaru środka strącającego (Na 2 CO 3) będzie powodował odpowiednie zmniejszenie stężenia jonów Ba 2+ w roztworze, tj. zwiększy kompletność wytrącania tego jonu.

Wpływ tego samego jonu. Rozpuszczalność trudno rozpuszczalnych elektrolitów zmniejsza się w obecności innych mocnych elektrolitów zawierających jony o tej samej nazwie. Jeśli do nienasyconego roztworu BaSO 4 dodamy stopniowo roztwór Na 2 SO 4, wówczas produkt jonowy, który początkowo był mniejszy niż PR (BaSO 4) (1,1 · 10 -10), stopniowo osiągnie PR i przekroczy go . Zaczną się tworzyć opady.

Wykorzystuje się to na przykład do wytrącania metali szlachetnych. Na przykład PR AgCl w wodzie = 1,6×10 -10. Stężenie srebra w takim roztworze w stosunku do AgCl będzie wynosić

Czy to dużo czy mało? To 1,4 mg srebra wylewanego w fabryce folii na każdy litr płynów do prania. Jeśli nie płuczemy wodą, a 0,1 N roztworem NaCl to wtedy

PR/ = 1,6×10 -9 mol/l,

te. stężenie srebra unoszonego w roztworze zmniejszy się 10 000 razy.

Wpływ temperatury. PR jest wartością stałą w stałej temperaturze. Wraz ze wzrostem temperatury wzrasta PR, dlatego osadzanie najlepiej przeprowadzać ze schłodzonych roztworów.

Rozpuszczanie osadów. Reguła iloczynu rozpuszczalności jest ważna przy przekształcaniu słabo rozpuszczalnych osadów w roztwór. Załóżmy, że musimy rozpuścić osad BaCO 3. Roztwór mający kontakt z tym osadem jest nasycony BaCO3. Oznacza to, że

· = PR(BaCO3).

Jeśli do roztworu dodasz kwas, jony H + zwiążą jony CO 3 2- obecne w roztworze w cząsteczki kruchego kwasu węglowego:

2H + + CO 3 2- → H 2 CO 3

W rezultacie stężenie jonu CO 3 2- gwałtownie spadnie, a produkt jonowy stanie się mniejszy niż wartość PR (BaCO 3). Roztwór będzie nienasycony w stosunku do BaCO3 i część osadu BaCO3 przejdzie do roztworu. Dodając wystarczającą ilość kwasu, cały osad można doprowadzić do roztworu. W konsekwencji rozpuszczanie osadu rozpoczyna się, gdy z jakiegoś powodu produkt jonowy słabo rozpuszczalnego elektrolitu staje się mniejszy niż wartość PR. W celu rozpuszczenia osadu do roztworu wprowadza się elektrolit, którego jony mogą tworzyć lekko zdysocjowany związek z jednym z jonów trudno rozpuszczalnego elektrolitu. Wyjaśnia to rozpuszczanie trudno rozpuszczalnych wodorotlenków w kwasach

Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O

Jony OH‾ wiążą się z lekko zdysocjowanymi cząsteczkami H2O.

Znając PR, można wyjaśnić, dlaczego niektóre substancje rozpuszczają się, a inne nie. I odwrotnie, łatwo jest wyjaśnić, dlaczego niektóre substancje wytrącają się, a inne nie.

Na przykład FeS rozpuszcza się w kwasie solnym, ale CuS nie:

FeS + 2HCl → FeCl 2 + H 2 S

Wartości PR(FeS) = 3,7 · 10 –19, PR(CuS) = 8,5 · 10 – 45. Wynika z tego, że w przypadku siarczku miedzi w roztworze nasyconym jest bardzo mało jonów S 2 – i cząsteczek H 2 S nie powstanie, a zatem równowaga w nasyconym roztworze siarczku miedzi nie zostanie zakłócona. Osad nie rozpuści się. W przypadku siarczku żelaza (II) jest wystarczająco dużo jonów siarczkowych, aby utworzyć cząsteczki H2S, a równowaga przesuwa się w prawo. Osad siarczku żelaza(II) rozpuszcza się.

Inny przykład: FeS nie jest wytrącany z roztworu przez H 2 S i jest wytrącany przez roztwór (NH 4) 2 S:

FeCl2 + H2S ≠

FeCl 2 + (NH 4) 2 S = FeS↓ + 2NH 4 Cl

Kwas siarkowodór jest słaby (K 2 = 1,10 –14). Zatem nie ma wystarczającej ilości jonów S 2-, aby spełnić warunek

>PR,

i nie spada żaden osad.

Siarczek amonu jest mocnym elektrolitem i jest w nim wystarczająca ilość jonów siarczkowych, aby spełnić powyższy warunek. A to prowadzi do opadów.

Produkt rozpuszczalności można zastosować do selektywnego oddzielania jonów przez wytrącanie z roztworów.

Weźmy na przykład pod uwagę zeznanie jony Ba2+ i Sr2+ z roztworu zawierającego 0,010 mol/l BaCl2 i 0,020 mol/l SrCl2 przy użyciu stężonego roztworu Na2SO4.

PR siarczanów baru i strontu określa się na podstawie stosunków

PR = = 1,5·10 –9 ;

PR = 7,6·10 –7.

W konsekwencji wytrącanie się siarczanu baru w obecności 0,010 mol/l jonów Ba 2+ nie nastąpi, dopóki stężenie jonu SO 4 2- nie osiągnie

1,5·10 –9 / 0,010 = 1,5·10 –7 mol/l.

Wytrącanie siarczanu strontu rozpocznie się przy stężeniu jonu siarczanowego równego

7,6·10 –7 / 0,020 = 3,8·10 –5 mol/l.

W rezultacie jony baru zaczną się najpierw wytrącać. Gdy stężenie jonów siarczanowych osiągnie 3,8·10 –5 mol/l, rozpocznie się wytrącanie siarczanu strontu. Do tego czasu rozwiązanie pozostanie

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

Będzie to stanowić jedynie 0,39% pierwotnej ilości jonów baru. Pozostałe 99,6% jonów baru zostanie wytrącone przed wytrąceniem się siarczanu strontu.

Strona 1

LEKCJA nr.

Temat: Równowagi heterogeniczne. Stała rozpuszczalności.

Motywacja do studiowania tematu. W płynnych ośrodkach biologicznych przeważają raczej heterogeniczne niż jednorodne równowagi. Badanie tych równowag i kierunku ich przemieszczeń ma niemałe znaczenie praktyczne dla zrozumienia wzorców powstawania i rozpuszczania substancji trudno rozpuszczalnych w organizmie.

Naukowcy badający ewolucję biologiczną uważają, że zróżnicowana rozpuszczalność naturalnych związków w wodzie ma zasadniczy wpływ na ich liczebność w organizmach żywych. Istnieje ścisły związek pomiędzy rozpuszczalnością związków w wodzie a toksycznym działaniem jonów szeregu pierwiastków. Na przykład wprowadzenie jonów Al 3+ do organizmu w wyniku tworzenia się słabo rozpuszczalnego AlPO 4 prowadzi do krzywicy.

Reakcje wytrącania stanowią podstawę metody wytrącania, która jest szeroko stosowana w analizie ilościowej farmaceutyków. Metodę strącania stosuje się w analizie klinicznej chlorków w moczu, soku żołądkowym i krwi; w analizie sanitarno-higienicznej – w analizie wody pitnej.

Cel: Badanie równowag heterogenicznych w nasyconych roztworach trudno rozpuszczalnych elektrolitów.

Cele badania:

1. Nabycie umiejętności obliczania stałej rozpuszczalności w nasyconych roztworach trudno rozpuszczalnych elektrolitów.

2. Nabycie umiejętności obliczania rozpuszczalności elektrolitu na podstawie wartości stałej rozpuszczalności elektrolitu.

3. Nabycie umiejętności przewidywania powstawania i rozpuszczania osadów.

Czas trwania lekcji- 165 minut (135 minut nauki i 30 minut przerwy).

Lokalizacja lekcji- pracownia edukacyjna (katedra chemii ogólnej)

Zadania do samodzielnej pracy studenta w czasie zajęć pozalekcyjnych (nauka własna).

A. Pytania testowe

1. Równowagi heterogeniczne w nasyconych roztworach słabo rozpuszczalnych elektrolitów.

2. Stała rozpuszczalności.

3. Warunki powstawania i rozpuszczania opadów atmosferycznych. Wpływ jonów o tej samej nazwie na rozpuszczalność słabo rozpuszczalnego elektrolitu.

1. Chemia ogólna. Chemia biofizyczna. Chemia pierwiastków biogennych: Podręcznik dla uniwersytetów / Yu.A. Erszow, V.A. Popkov, A.S. Berland i wsp. - wyd. 2. - M.: VSz, 2000.

2. Warsztaty z chemii ogólnej. Chemia biofizyczna. Chemia pierwiastków biogennych / wyd. VA Popkova, A.V. Babkova - M.: VSh, 2006.

3. Puzakov S.A., Popkov V.A., Filippova A.A. Zbiór problemów i ćwiczeń z chemii ogólnej. - M.: VSz, 2007.

4. Warsztaty z chemii ogólnej i bioorganicznej / wyd. Popkova V.A. – wyd. 3-M.: ośrodek wydawniczy „Akademia”, 2008.-240p.

B. Materiały szkoleniowe.

W nasyconych roztworach trudno rozpuszczalnych elektrolitów iloczyn stężenia jonów tych elektrolitów podniesionych do potęgi ich współczynników stechiometrycznych jest wartością stałą w określonej temperaturze i nazywany jest stałą rozpuszczalności (Ks).

Na podstawie wartości Ks można przewidzieć powstawanie i rozpuszczanie osadów elektrolitowych:

1. 
   Elektrolit wytrąca się, gdy iloczyn stężeń jego jonów w roztworze jest większy niż wartość Ks.
2. 
   Osad elektrolitu rozpuszcza się, gdy iloczyn stężeń jonów elektrolitu w roztworze jest mniejszy niż wartość Ks tego elektrolitu.

D. Zadania edukacyjne

Notatka. Jeżeli rozpuszczalność elektrolitu wyraża się w mol/l, jest to stężenie molowe elektrolitu.

Zadanie nr 1 Rozpuszczalność BaF 2 w wodzie w temperaturze 18°C ​​wynosi 7,5·10 -3 mol/l. Oblicz stałą rozpuszczalności BaF2 w tej temperaturze.

Dany: Rozwiązanie.

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

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

1. 
   Kiedy 1 mol BaF 2 dysocjuje, powstaje 1 mol jonów Ba 2+ i 2 mole jonów F -, a zatem stężenie jonów Ba 2+ jest równe rozpuszczalności (stężeniu) BaF 2 i stężeniu Jony F są dwukrotnie większe, tj.

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

1. 
   Stała rozpuszczalności BaF 2 jest równa:

Ks (BaF 2) = 7,5 10 -3 (1,5 10 -2) 2 = 16,875 10 -7 = 1,69 10 -6
Odpowiedź: Ks (BaF 2) = 1,69 · 10 -6
Zadanie nr 2. Stała rozpuszczalności siarczku manganu MnS w temperaturze 25°C wynosi 2,5 · 10 -10. Oblicz rozpuszczalność siarczku manganu w wodzie (w mol/l) w tej temperaturze.

Biorąc pod uwagę: Rozwiązanie.

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

C(MnS) -? Ks (MnS) = ·

1. 
   podczas dysocjacji 1 mola MnS powstaje 1 mol jonów Mn 2+ i S 2-, zatem stężenia jonów Mn 2+ i S 2- są równe stężeniu (rozpuszczalności w mol/l) Elektrolit MnS. Oznaczając stężenia jonów Mn 2+ i S 2- przez X, otrzymujemy:

Ks (MnS) = X X = X 2, stąd X =

X =

Odpowiedź: rozpuszczalność siarczku manganu w wodzie w temperaturze 25°C wynosi 1,58·10 -5 mol/l.
Zadanie nr 3. Ks (CdS) = 7,1·10 -28. Czy wytrąci się osad siarczku kadmu CdS, jeśli tę samą objętość 0,01 N roztworu siarczku sodu Na 2 S dodamy do 1 litra 0,1 N roztworu azotanu kadmu Cd(NO 3) 2? Stopień dysocjacji początkowych elektrolitów przyjmuje się za równy jedności.

Biorąc pod uwagę: Rozwiązanie:

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

V(Cd(NO 3) 2) = V(Na 2 S) = 1l Osad CdS powstaje, jeśli ·[ 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(NIE 3 ) 2 ) = α(Na 2 S) = 1 C(Cd(NO 3) 2) = ½ C fa eq (Cd(NO 3) 2)

Czy tworzy się osad CdS? C(Cd(NO 3) 2) = ½ · 0,1 = 0,05 mol/l

C(Cd 2+) = 0,05 mol/l (przed zmieszaniem roztworów)

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(S2-) = 0,005 mol/l (przed zmieszaniem roztworów).

4. po zmieszaniu 1 litra Cd(NO 3) 2 i 1 litra Na 2 S objętość roztworu podwoiła się, a stężenia jonów na jednostkę objętości zmniejszyły się o połowę i wyrównały się:

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 dlatego CdS wytrąci się

D. Problemy do samodzielnego rozwiązania.

Zadanie 1. 3 litry roztworu siarczanu ołowiu (II) PbSO 4 nasyconego w temperaturze pokojowej zawierają 0,132 g soli. Oblicz Ks(PbSO4). (Odpowiedź: 2.1·10 -8).

Problem 2 . Stała rozpuszczalności jodku srebra AgI w temperaturze 25°C wynosi 1,5·10 -16. Oblicz rozpuszczalność AgI w wodzie w tej temperaturze (w mol/l). (Odpowiedź: rozpuszczalność AgI wynosi 1,22·10 -8 mol/l).
3. Czy po zmieszaniu równych objętości 0,05 N roztworów AgNO 3 i K 2 Cr 2 O 7 wytrąci się osad dwuchromianu srebra Ag 2 Cr 2 O 7? Ks (Ag 2 Cr 2 O 7) = 2 · 10 -7 (25°C). Stopień dysocjacji AgNO 3 i K 2 Cr 2 O 7 przyjmuje się jako równy jeden. (Odpowiedź: utworzy się osad Ag 2 Cr 2 O 7).

Strona 1

6. Stała rozpuszczalności. Rozpuszczalność.

W układzie składającym się z roztworu i osadu zachodzą dwa procesy - rozpuszczanie osadu i wytrącanie. Równość szybkości tych dwóch procesów jest warunkiem równowagi.

Roztwór nasycony to roztwór będący w równowadze z osadem.

Zastosujmy prawo działania mas do równowagi między osadem a roztworem.

AgCl(stały) Ag + + Cl -

Ponieważ = const, mamy:

K = K SAgCl = W ogólnej postaci mamy:

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

Stała rozpuszczalności K S (lub iloczyn rozpuszczalności PR) - iloczyn stężenia jonów w nasyconym roztworze słabo rozpuszczalnego elektrolitu - jest wartością stałą i zależy tylko od temperatury.

Przykłady wartości K S dla wielu soli:

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.

Rozpuszczalność substancje słabo rozpuszczalne można wyrazić w molach na litr. W zależności od wartości s substancje można podzielić na słabo rozpuszczalne - s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые - 10 -4 моль/л  s  10 -2 моль/л и хорошо растворимые s >10 -2 mol/l.

Rozpuszczalność związków jest związana z ich stałą rozpuszczalności. Dla AgCl mamy:

AgCl(stały) Ag + + Cl -

Rozpuszczalność s - stężenie molowe AgCl w roztworze:

s = = m/(MV) = s = = .

Stąd K S AgCl =  = s 2 i s=
.

Ogólnie dla A m B n mamy: 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 .

Przykład. Znajdź rozpuszczalność AgCl (K S = 1,610 -10) i Ag 2 CrO 4 (K S = 1,210 -12).

Rozwiązanie. 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.

Chociaż zwykle im mniejsza rozpuszczalność, tym mniejsza K S, w tym przypadku dla związków różnych typów s(AgCl)< s(Ag 2 CrO 4), хотя K S (AgCl) >KS (Ag 2 CrO 4).

Warunki wytrącania i rozpuszczania osadów

Dla równowagi pomiędzy osadem a roztworem - roztworem nasyconym - w przypadku AgCl mamy:

AgCl Ag + + Cl -  = K S .

Warunek osadzania zapisuje się jako:  > K S

Podczas opadów stężenie jonów zmniejsza się aż do ustalenia równowagi.

Warunek rozpuszczenia osadu lub istnienia roztworu nasyconego zapisuje się jako: < K S .

W miarę rozpuszczania się osadu stężenie jonów wzrasta aż do ustalenia równowagi.

Wspólny efekt jonowy

Dodatek wspólnego jonu zmniejsza rozpuszczalność słabo rozpuszczalnych związków.

Przykład. Znajdźmy rozpuszczalność AgCl w 0,1 M roztworze NaCl.

Rozwiązanie. AgCl Ag + + Cl -

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

Rozpuszczalność AgCl w wodzie (patrz wyżej) wynosi 1,3410 -5 mol/l, rozpuszczalność AgCl w 0,1 M NaCl wynosi 1,610 -9 mol/l, tj. 10 4 razy mniej.

Efekt soli

Zwiększanie siły jonowej roztworu zwiększa rozpuszczalność słabo rozpuszczalnych związków.

Ponieważ stężenia jonów powstających podczas dysocjacji słabo rozpuszczalnych związków, a także siła jonowa powstałych roztworów są małe, okazuje się, że w wyrażeniach K S możliwe jest wykorzystanie raczej stężeń jonów niż ich aktywności. W przypadkach, gdy w roztworze występują mocne elektrolity powodujące dużą siłę jonową roztworu, należy w wyrażeniu K S zastąpić aktywność jonów.

Wyznaczmy rozpuszczalność AgCl w 0,1 M NaCl biorąc pod uwagę siłę jonową roztworu

AgCl Ag + + Cl -

Dla 0,1 M NaCl  = 0,1 i 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, tj. 1,64 razy więcej niż bez uwzględnienia siły jonowej roztworu. Efekt soli jest znacznie mniejszy niż wpływ jonu o tej samej nazwie.

Przykład. Rozpuszczalność Mg(OH)2 wynosi 0,012 g/l. Znajdź K. S.

Rozwiązanie. 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 .

Przykład. Czy podczas mieszania równych objętości roztworów 0,1 M Pb(NO 3) 2 i 0,1 M NaCl wytrąca się PbCl 2, jeśli K S (PbCl 2) =

Rozwiązanie. Po wymieszaniu roztworów stężenie jonów zmniejszy się o połowę, tj. mamy: = = = 0,05M, a = 0,1 M. Znajdź siłę jonową roztworu:

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

Znajdujemy współczynniki aktywności: f Pb2+ = 0,24 i f Cl - = 0,70.

Mając dla PbCl 2 Pb +2 + 2Cl -

K S PbCl2 = a Pb2+ a Cl - 2, oblicz wartość a Pb2+ a Cl - 2 dla naszego rozwiązania:

a Pb2+ a Cl - 2 = f Pb2+ (f Cl -) 2 = 0,240,050,70 2 0,05 2 = 1,4710 -5, czyli mniej niż PR PbCl2 (1,610 -5), więc nie tworzy się osad.

7. Reakcje redoks

Reakcje redoks- są to reakcje zachodzące wraz ze zmianą stopni utlenienia pierwiastków. Stopień utlenienia to nominalny ładunek atomu w cząsteczce, w którym wszystkie wiązania polarne są uważane za jonowe.

Utlenianie- Jest to proces oddawania elektronów.

Powrót do zdrowia to proces dodawania elektronów.

Utleniacz- to atom, cząsteczka lub jon, który przyjmuje elektrony i obniża swój stopień utlenienia, tj. jest przywracany.

Środek redukujący- to atom, cząsteczka lub jon, który oddaje elektrony i zwiększa swój stopień utlenienia, tj. utlenia się.

Typowe środki redukujące i utleniające

Reduktory: a) metale – im niższy potencjał jonizacji, tym silniejsze właściwości redukujące; b) związki pierwiastków na niższych stopniach utlenienia (NH 3, H 2 S, HBr, HI itp.), w których wszystkie orbitale są wypełnione i mogą oddawać jedynie elektrony.

Utleniacze: a) niemetale (F 2, Cl 2, Br 2, O 2 itp.) - im większe powinowactwo elektronowe, tym silniejsze właściwości utleniające; b) jony metali na wysokich stopniach utlenienia (Fe 3+, Sn 4+, Mn 4+ itp.); c) związki pierwiastków na wyższych stopniach utlenienia (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, NaBiO 3, HNO 3, H 2 SO 4 (stęż.) itp.), w których wszystkie elektrony walencyjne zostały już oddane i mogą być jedynie środkami utleniającymi.

Związki pierwiastków na pośrednich stopniach utlenienia (HNO 2, H 2 SO 3, H 2 O 2 itp.) mogą wykazywać właściwości utleniające i redukujące w zależności od właściwości redoks drugiego odczynnika.

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

utleniony przywrócić

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

przywrócić utleniony

		środek redukujący (silny)
		utleniacz (słaby)
		środek redukujący (słaby)
		utleniacz (silny)
		Środek redukujący
		środek redukujący, środek utleniający
		środek redukujący, środek utleniający
		utleniacz

Utleniacze, przyjmujące elektrony, czyli ulegające redukcji, przechodzą do postaci zredukowanej:

F 2 + 2e  2F -

utleniony przywrócić

Środki redukujące oddające elektrony, czyli utleniające, przechodzą do formy utlenionej:

Na 0 - 1e  Na +

przywrócić utleniony

Zatem zarówno utleniacze, jak i reduktory występują w postaci utlenionej (wyższy stopień utlenienia pierwiastka) i zredukowanej (niższy stopień utlenienia pierwiastka). Jednocześnie przejście od postaci utlenionej do postaci zredukowanej jest bardziej typowe dla środków utleniających, a przejście od postaci zredukowanej do utlenionej jest typowe dla środków redukujących. Procesy odwrotne nie są typowe i nie wierzymy np., że F - jest reduktorem, a Na + utleniaczem.

Równowaga pomiędzy formą utlenioną i zredukowaną charakteryzuje się potencjałem redoks, który zależy od stężenia formy utlenionej i zredukowanej, reakcji środowiska, temperatury itp. Można to obliczyć wg Równanie Nernsta:

mi = mi +

gdzie jest stężeniem molowym formy utlenionej;

[Zredukowany] – stężenie molowe formy zredukowanej;

n jest liczbą elektronów uczestniczących w reakcji połówkowej;

E 0 - standardowa wartość potencjału redoks; E = E 0 jeśli [Odzysk] = [Ok] = 1 mol/l;

Wartości standardowych potencjałów elektrod E 0 podano w tabelach i charakteryzują właściwości utleniające i redukujące związków: Im bardziej dodatnia wartość E 0, tym silniejsze właściwości utleniające, a im bardziej ujemna wartość E 0, tym silniejsze właściwości redukujące.

Na przykład:

F 2 + 2e  2F - E 0 = 2,87 V - silny utleniacz

Na + + 1e  Na 0 E 0 = -2,71 V - silny środek redukujący

(proces jest zawsze rejestrowany dla reakcji redukcji).

Ponieważ reakcja redoks jest połączeniem dwóch reakcji połówkowych, utleniania i redukcji, charakteryzuje się różnicą między standardowymi potencjałami elektrody utleniacza (E 0 ok) i reduktora (E 0 przywrócenie) - siła elektromotoryczna (emf) E 0 :

E 0 = E 0 ok - E 0 przywróć,

E.m.f. reakcja E 0 jest powiązana ze zmianą energii swobodnej Gibbsa G: G = -nFE 0, natomiast G jest powiązana ze stałą równowagi K reakcji równaniem G = - 2,3RTŁnK.

Z dwóch ostatnich równań wynika zależność pomiędzy emf. oraz stała równowagi reakcji:

E = (2,3RT/nF)lnK.

E.m.f. reakcje w stężeniach innych niż standardowe (tj. nie równych 1 mol/l) E jest równe:

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

W przypadku równowagi G = 0, a zatem E =0. Skąd E = (0,059/n)logK i K = 10 n E /0,059.

Aby reakcja zachodziła samoistnie, musi być spełniony następujący warunek: G<0 или К>>1, co odpowiada warunkowi E 0 >0. Dlatego, aby określić możliwość wystąpienia tej reakcji redoks, należy obliczyć wartość E 0. Jeśli E 0 0, reakcja zachodzi. Jeśli E 0 0, reakcja nie zachodzi.

Przykład 1. Określ możliwość zajścia reakcji

2FeCl 3 + 2KI  2FeCl 2 + 2KCl + I 2

Rozwiązanie: Stwierdzamy, że środkiem utleniającym jest jon Fe +3, który jest redukowany do Fe +2, a środkiem redukującym jest I -, który jest utleniany do I 2. Z tabeli znajdujemy wartości potencjałów elektrod standardowych: E 0 (Fe +3 /Fe +2) = 0,77 V i E 0 (I 2 /2I -) = 0,54 V. Obliczamy E 0:

E 0 = E 0 ok - E 0 przywróć = 0,77 - 0,54 = 0,23 cala 0.

Przykład 2. Określ możliwość zajścia reakcji

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

Rozwiązanie. Stwierdzamy, że środkiem utleniającym jest jon nadmanganianu MnO 4 -, który zamienia się w Mn +2, a środkiem redukującym jest jon chlorkowy, który zamienia się w gazowy chlor Cl 2. Ich potencjały określamy z tabeli: E 0 (MnO 4 - /Mn +2) = 1,51 V i E 0 (Cl 2 /2Cl -) = 1,36 V. Obliczamy

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

Reakcja jest możliwa, ponieważ E 0  0.

Klasyfikacja OVR

1. Międzycząsteczkowe reakcje utleniania i redukcji - utleniacz i reduktor są częścią różnych substancji:

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

przywrócić utleniony

2. Reakcje dysproporcjonowania - pierwiastek na pośrednim stopniu utlenienia jest utleniaczem i reduktorem:

2KOH + Cl2 = KCl + KClO + H2O

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

W tych reakcjach chlor i N +3 są środkami utleniającymi i redukującymi.

3. Wewnątrzcząsteczkowe reakcje utleniania i redukcji - utleniacz i reduktor są częścią jednej substancji:

2KClO3
2KCl + 3O2

NH4NO3N2O + 2H2O

W tych reakcjach O-2, Cl +5 i N-3, N +5 są odpowiednio środkami redukującymi i utleniającymi.

Należy zauważyć, że kierunek ORR i charakter produktów reakcji zależą od właściwości redoks reagujących substancji i charakteru ośrodka (kwaśny, obojętny lub zasadowy). Na przykład nadmanganian potasu KMnO 4, który wykazuje jedynie właściwości utleniające, przechodząc ze środowiska kwaśnego do obojętnego i zasadowego, tworzy różne produkty redukcji, a jego potencjał redoks maleje:

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

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

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

Związki chromu (VI) są silnymi utleniaczami w środowisku kwaśnym (E0 = +1,33 V), zredukowanym do Cr +3, a związki chromu (III) wykazują zdolność redukującą w środowisku zasadowym (E0 = -0,13 V), utleniając się do związki chromu(VI).

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

pH > 7: CrO 4 2- + 3e  3- (zielony)

Nadtlenek wodoru H 2 O 2, zawierający tlen na pośrednim stopniu utlenienia -1, wykazuje właściwości utleniające lub redukujące i w zależności od pH roztworu, jego potencjału elektrodowego i produktów, do których jest redukowany lub utleniany, zmienia się.

H 2 O 2 - utleniacz:

pH > 7: H 2 O 2 + 2H + + 2e 2H 2 O

pH  7: H 2 O 2 + 2e 2OH -

H 2 O 2 - środek redukujący:

pH > 7: H 2 O 2 - 2e O 2 + 2H +

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

Zatem, aby poprawnie zapisać ORR, należy wziąć pod uwagę warunki wystąpienia tej reakcji.

Jonowo-elektroniczna metoda przygotowania OVR

Do zestawiania ORR występujących w roztworach stosuje się metodę jonowo-elektroniczną (lub metodę półreakcji). Polega na zestawieniu poszczególnych reakcji półreakcji dla procesów redukcji i utleniania w postaci równań jonowo-molekularnych. W takim przypadku należy wziąć pod uwagę zasady pisania równań reakcji jonowych: mocne elektrolity są zapisywane w postaci jonów, a słabe elektrolity i substancje słabo rozpuszczalne są zapisywane w postaci cząsteczek.

Procedura sporządzania OVR

1. Zapisuje się lewą stronę molekularnego równania ORR, wyznacza się środek utleniający i reduktor.

2. Reakcje połówkowe zapisuje się oddzielnie dla procesów redukcji i utleniania w postaci równań jonowo-molekularnych, w których lewa i prawa strona (nadmiar lub brak tlenu po lewej stronie) są wyrównywane z uwzględnieniem pH roztwór wykorzystujący cząsteczki H 2 O, jony H + lub OH - :

pH< 7: избыток [O] 2H + + [O]  H 2 O

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

niedobór [O] H 2 O - [O]  2H +

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

niedobór [O] 2OH - - [O]  H 2 O.

3. Sumy ładunków po lewej i prawej stronie reakcji połówkowych wyrównuje się poprzez dodawanie lub odejmowanie elektronów. Następnie wybiera się mnożniki dla reakcji połówkowych.

4. Zapisuje się całkowite równanie jonowo-molekularne ORR z uwzględnieniem czynników.

5. Dodajemy prawą stronę molekularnego równania ORR i przenosimy do niej współczynniki z równania jonowo-molekularnego.

Przykład 1. Oddziaływanie KMnO 4 z Na 2 SO 3 w środowisku kwaśnym.

1. Zapisz lewą stronę równania, określ utleniacz i reduktor:

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

utleniony przywrócić Środa

2. Komponujemy reakcje półreakcyjne dla procesów redukcji i utleniania z uwzględnieniem środowiska kwaśnego. W środowisku kwaśnym jon nadmanganianowy MnO 4 - ulega redukcji do jonu Mn 2+, a jon siarczynowy SO 3 2- utlenia się do jonu siarczanowego SO 4 2-:

MnO 4 -  Mn +2 - wiążemy nadmiar tlenu z jonami H+,

SO 3 2-  SO 4 2- - pobieramy z wody brakujący tlen i uwalniają się jony H+.

Otrzymujemy następujące reakcje połówkowe:

MnO 4 - + 8H +  Mn +2 + 4H 2 O

SO 3 2- + H 2 O  SO 4 2- + 2H +

3. Liczymy sumy ładunków po lewej i prawej stronie obu reakcji połowicznych i wyrównujemy ładunki za pomocą elektronów, wybierając współczynniki:

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

4. Piszemy całkowite równanie jonowo-molekularne ORR, biorąc pod uwagę czynniki:

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 +

Redukujemy jony wodoru i cząsteczki wody i otrzymujemy:

5. Dodajemy prawą stronę równania molekularnego i przenosimy do niej współczynniki równania jonowo-molekularnego. Ostateczne równanie będzie wyglądać następująco:

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-

Przykład 2. Utlenianie azotanu chromu (III) nadtlenkiem wodoru w środowisku zasadowym jest reakcją jakościową na jon Cr 3+. W środowisku zasadowym jon Cr 3+ utlenia się do jonu chromianowego CrO 4 2-, który ma żółty kolor.

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. Związki koordynacyjne

Koordynacja(złożony) znajomości- są to związki posiadające wiązanie donor-akceptor. Związki koordynacyjne składają się z jonów sfery wewnętrznej i zewnętrznej. We wzorze związku złożonego jony sfery wewnętrznej są ujęte w nawiasy kwadratowe. Jony sfery wewnętrznej - jony złożone - składają się z czynnika kompleksującego (jonu centralnego) i ligandów. Liczbę ligandów w wewnętrznej sferze kompleksu nazywa się liczbą koordynacyjną. Dentyczność liganda to liczba wiązań, którymi dany ligand jest połączony z czynnikiem kompleksującym.

Przykład: K3

1. Jony sfery zewnętrznej - 3K +

2. Jon sfery wewnętrznej - 3-

3. Środek kompleksujący - Fe 3+

4. Ligand - CN -, jego dentacja - 1

5. Numer koordynacyjny - 6

Generał i nieorganicznychemia. M.: Chemia, 1992-2004. Sołowiew...

Chemia zapewniająca jakość przygotowania uczniów do zdania Jednolitego Egzaminu Państwowego z chemii (na przykładzie tematów kursu „Chemia ogólna i nieorganiczna”) podręcznik edukacyjno-metodyczny

zestaw narzędzi

Informacje niezbędne do powtórzenia kursu” Ogólny I nieorganicznychemia", i różne poziomy złożoności oraz... wykonywanie zadań testowych…………………………….. Tematyka zajęć „ Ogólny I nieorganicznychemia" Prawo okresowości i budowa atomu………………………………….…… ...

Podręcznik chemii ogólnej i nieorganicznej

Prawo

Ogólny I nieorganicznychemia: Podręcznik. zasiłek / V.V. Baraguzina, I.V. Bogomołowa, E.V. Fedorenko. - M.: ...standard i program nauczania dla dyscypliny „ Ogólny I nieorganicznychemia". Książka pozwoli Ci szybko opanować podstawowe...