Produkti i tretshmërisë nis. Produkti i tretshmërisë

Përkufizimi

Le të vendosim pak kripë të tretshme me masë, për shembull, AgCl, në një gotë dhe të shtojmë ujë të distiluar në precipitat. Në këtë rast, jonet Ag + dhe Cl -, duke përjetuar tërheqje nga dipolet e ujit përreth, gradualisht shkëputen nga kristalet dhe kalojnë në tretësirë. Duke u përplasur në tretësirë, jonet Ag + dhe Cl - formojnë molekula AgCl dhe depozitohen në sipërfaqen e kristaleve. Kështu, në sistem ndodhin dy procese reciprokisht të kundërta, gjë që çon në ekuilibër dinamik, kur për njësi të kohës i njëjti numër jonesh Ag + dhe Cl- kalojnë në tretësirë ​​ndërsa precipitohen. Akumulimi i joneve Ag + dhe Cl - në tretësirë ​​ndalet, duke rezultuar në tretësirë ​​e ngopur. Rrjedhimisht, ne do të shqyrtojmë një sistem në të cilin ka një precipitat të një kripe pak të tretshme në kontakt me një zgjidhje të ngopur të kësaj kripe. Në këtë rast, ndodhin dy procese reciprokisht të kundërta:

1) Kalimi i joneve nga precipitati në tretësirë. Shpejtësia e këtij procesi mund të konsiderohet konstante në një temperaturë konstante: V 1 = K 1 ;
2) Precipitimi i joneve nga tretësira. Shpejtësia e këtij procesi V 2 varet nga përqendrimi i joneve Ag + dhe Cl -. Sipas ligjit të veprimit masiv:

Meqenëse ky sistem është në gjendje ekuilibri, atëherë

V 1 = V 2
k 2 = k 1

• = k 2 / k 1 = konst (në T = konst)

Kështu, produkti i përqendrimeve të joneve në një tretësirë ​​të ngopur të një elektroliti pak të tretshëm në një temperaturë konstante është konstant madhësia. Kjo sasi quhet produkt i tretshmërisë (SP).

Në shembullin e dhënë, PRagCl = . . Në rastet kur elektroliti përmban dy ose më shumë jone identike, përqendrimi i këtyre joneve duhet të rritet në fuqinë e duhur gjatë llogaritjes së produktit të tretshmërisë.
Për shembull, PRAg 2 S = 2

• ; PRPbI 2 = 2

Në përgjithësi, shprehja për produktin e tretshmërisë për një elektrolit është A m B n
PRA m B n = [A] m [B] n .
Vlerat e produktit të tretshmërisë janë të ndryshme për substanca të ndryshme.
Për shembull, PRCaCO 3 = 4.8

• 10 -9; PRgCl = 1,56 10 -10.

PR është e lehtë për t'u llogaritur, duke ditur tretshmërinë e përbërjes në një t° të caktuar.

Shembulli 1
Tretshmëria e CaCO 3 është 0.0069 ose 6.9

• 10 -3 g/l. Gjeni PRCaCO 3.

Zgjidhje
Le të shprehim tretshmërinë në mol:
SCaCO 3 = (6,9

· 10 -3 ) / 100,09 = 6.9. 10 -5 mol/l

MCaCO3
Meqenëse secila molekulë CaCO 3 jep, kur tretet, një jon Ca 2+ dhe CO 3 2-, atëherë
= [CO 3 2- ] = 6,9

• 10 -5 mol/l,

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

Duke ditur vlerën PR, mund të llogaritet nga ana tjetër tretshmëria e një substance në mol/l ose g/l.

Shembulli 2
Produkti i tretshmërisë PRPbSO 4 = 2.2

• 10 -8 g/l.

Cila është tretshmëria e PbSO 4?

Zgjidhje
Le të shënojmë tretshmërinë e PbSO 4 me X mol/l. Pasi kalojnë në tretësirë, X mole të PbSO 4 do të japin jone X Pb 2+ dhe jone X SO 4 2-, d.m.th.

X
PRPbSO 4 = =

• < ПРAgCl - ненасыщенный раствор

• = PRAgCl - tretësirë ​​e ngopur

• > PRAgCl - tretësirë ​​e mbingopur

Një precipitat formohet kur produkti i përqendrimeve të joneve të një elektroliti dobët të tretshëm tejkalon vlerën e produktit të tretshmërisë së tij në një temperaturë të caktuar. Kur produkti jonik bëhet i barabartë me vlerën PR, reshjet ndalojnë. Duke ditur vëllimin dhe përqendrimin e tretësirave të përziera, është e mundur të llogaritet nëse një precipitat i kripës që rezulton do të precipitojë.

Shembulli 3
A formohet një precipitat kur përzihen vëllime të barabarta të tretësirave 0,2 M të Pb(NO 3) 2 dhe NaCl.
PRPbCl 2

• 10 -4 .

Zgjidhje
Kur përzihet, vëllimi i tretësirës dyfishohet dhe përqendrimi i secilës substancë zvogëlohet përgjysmë, d.m.th. do të bëhet 0,1 M ose 1,0

• 10 -1 mol/l. Përqendrimet e Pb 2+ dhe Cl - do të jenë të njëjta. Prandaj, 2 = 1 10 -1 (1 10 -1) 2 = 1 10 -3. Vlera që rezulton tejkalon PRPbCl 2 (2.4 10 -4). Prandaj, një pjesë e kripës PbCl 2 precipiton. Nga të gjitha sa më sipër, mund të konkludojmë për ndikimin e faktorëve të ndryshëm në formimin e reshjeve.

Efekti i përqendrimit të tretësirës
Një elektrolit pak i tretshëm me një vlerë mjaft të madhe PR nuk mund të precipitohet nga tretësirat e holluara. Për shembull, një precipitat PbCl 2 nuk do të formohet kur përzihen vëllime të barabarta prej 0,1 M tretësish të Pb(NO 3) 2 dhe NaCl. Kur përzieni vëllime të barabarta, përqendrimet e secilës substancë do të bëhen 0,1 / 2 = 0,05 M ose 5

• 10 -2 mol/l. Produkti jonik 2 = 5 10 -2 (5 10 -2) 2 = 12,5 10 -5. Vlera që rezulton është më e vogël se PRPbCl 2, prandaj nuk do të ketë reshje.

Ndikimi i sasisë së precipitantit
Për reshjet më të plota të mundshme, përdoret një tepricë e precipitantit.
Për shembull, ne precipitojmë kripën BaCO 3: BaCl 2 + Na 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2NaCl. Pas shtimit të një sasie ekuivalente të Na 2 CO 3, në tretësirë ​​mbeten jonet Ba 2+, përqendrimi i të cilave përcaktohet nga vlera PR.
Një rritje në përqendrimin e joneve CO 3 2- e shkaktuar nga shtimi i një precipituesi të tepërt (Na 2 CO 3) do të sjellë një ulje përkatëse të përqendrimit të joneve Ba 2+ në tretësirë, d.m.th. do të rrisë tërësinë e reshjeve të këtij joni.

Ndikimi i të njëjtit jon
Tretshmëria e elektroliteve pak të tretshëm zvogëlohet në prani të elektroliteve të tjerë të fortë që kanë jone me të njëjtin emër. Nëse një tretësirë ​​e Na 2 SO 4 shtohet gradualisht në një tretësirë ​​të pangopur BaSO 4, atëherë produkti jonik, i cili fillimisht ishte më pak se PRBaSO 4 (1.1

• 10 -10), gradualisht do të arrijë PR dhe do ta tejkalojë atë. Do të fillojnë të formohen reshje.

Efekti i temperaturës
PR është një vlerë konstante në një temperaturë konstante. Me rritjen e temperaturës, PR rritet, kështu që depozitimi kryhet më së miri nga solucionet e ftohura.

Shpërbërja e sedimenteve

Rregulli i produktit të tretshmërisë është i rëndësishëm për shndërrimin e precipitateve të dobët të tretshëm në tretësirë. Le të supozojmë se duhet të shpërndajmë precipitatin BaCO 3. Tretësira në kontakt me këtë precipitat është e ngopur në lidhje me BaCO 3 .
Kjo do të thotë se = PRBaCO 3 .

Nëse shtoni një acid në një tretësirë, jonet H + do të lidhin jonet CO 3 2- të pranishme në tretësirë ​​në molekula të acidit karbonik të brishtë:
2H + + CO 3 2- ® H 2 CO 3 ® H 2 O + CO 2 -
Si rezultat, përqendrimi i jonit CO 3 2- do të ulet ndjeshëm, dhe produkti jonik do të bëhet më i vogël se vlera PRBaCO 3. Tretësira do të jetë e pangopur në raport me BaCO 3 dhe një pjesë e precipitatit BaCO 3 do të hyjë në tretësirë. Duke shtuar acid të mjaftueshëm, i gjithë precipitati mund të sillet në tretësirë. Rrjedhimisht, shpërbërja e precipitatit fillon kur, për ndonjë arsye, produkti jonik i një elektroliti dobët të tretshëm bëhet më i vogël se vlera PR. Për të tretur precipitatin, një elektrolit futet në tretësirë, jonet e të cilit mund të formojnë një përbërje pak të disociuar me një nga jonet e elektrolitit pak të tretshëm. Kjo shpjegon tretjen e hidroksideve pak të tretshme në acide

Fe(OH) 3 + 3HCl ® FeCl 3 + 3H 2 O
OH - jonet lidhen në molekula H 2 O pak të disociuara.

Tabela. Produkti i tretshmërisë (SP) dhe tretshmëria në 25°C e disa substancave të tretshme dobët

Formula	Tretshmëria	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

ELEKTROLITET E ZGJIDHJES PODILY

Ligji i veprimit në masë është i zbatueshëm për një sistem ekuilibri heterogjen i përbërë nga kristale të një elektroliti pak të tretshëm (kripë, bazë, acid) dhe jonet e tij në një tretësirë ​​të ngopur. Le të shqyrtojmë ekuilibrat e vërejtur në një zgjidhje të ngopur të një substance pak të tretshme, për shembull, CaSO 4. Në këtë sistem, precipitati është në ekuilibër me një zgjidhje të ngopur të kësaj substance:

СaSO 4 Ca 2+ + SO 4 2–

tretësirë ​​precipitate

Kur vendoset ekuilibri jonik heterogjen, aq jone kalojnë në tretësirë ​​për njësi të kohës sa kthehen në precipitat (për shkak të tretshmërisë së papërfillshme, supozojmë se shkalla e jonizimit të elektrolitit në tretësirë ​​është e barabartë me 1). Konstanta e ekuilibrit për procesin e shpërbërjes së precipitatit ka formën e mëposhtme:

nga ku, K∙ TV = ∙

Përqendrimi i një substance të ngurtë është një vlerë konstante:

TV = konst.

Duke marrë parasysh këtë, K∙sol si produkt i dy sasive konstante mund të konsiderohet gjithashtu një vlerë konstante, një karakteristikë e caktuar konstante e një substance të caktuar. Kjo konstante quhet produkt i tretshmërisë. Shënohet me PR:

Për një tretësirë ​​të ngopur të sulfatit të kalciumit, produkti i tretshmërisë në 25 o C u gjet të ishte 3,72∙10 -5 g-jon 2 / l 2.

Produkti i tretshmërisë karakterizon tretshmërinë e elektroliteve. Për elektrolitet binare, tretshmëria është numerikisht e barabartë me

s = √PR.

Në përgjithësi, nëse një elektrolit pak i tretshëm ka një përbërje komplekse A n B m dhe disociimi i tij prodhon më shumë se dy jone:

A n B m ↔ nA a + + mB b – ,

atëherë në shprehjen për konstantën e ekuilibrit përqendrimet e joneve shkruhen në fuqi të barabarta me koeficientët stekiometrikë n Dhe m.

PR = n [B b – ] m

Prandaj, për një tretësirë ​​ujore të ngopur të një elektroliti pak të tretshëm, produkti i përqendrimeve molare ekuilibër të joneve të tij në fuqi të barabartë me koeficientët stoikiometrikë në një temperaturë të caktuar është një vlerë konstante e quajtur produkt i tretshmërisë.

Duke krahasuar vlerat e produkteve të tretshmërisë së kripërave pak të tretshme, mund të shihni se cila prej tyre tretet më mirë (Tabela 15).

Vlerat e PR përdoren në kiminë e përgjithshme, kiminë analitike, hidrokiminë, kiminë e oqeanit, ekologjinë, etj., sepse ato lejojnë vlerësimin sasior të:

kushtet për formimin dhe shpërbërjen e sedimenteve;

Vlera PR nënkupton kushtin për formimin dhe shpërbërjen e precipitatit:

Nëse n [B b – ] m = PR, atëherë precipitati është në ekuilibër me tretësirën (tretësirë ​​e ngopur);

Nëse n [B b – ] m > PR, atëherë formohet një precipitat (tretësirë ​​e mbingopur);

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

Tabela 15.

Produkt i tretshmërisë së disave

elektrolite pak të tretshëm në 25 o C

Elektrolit		Elektrolit		Elektrolit

Kështu, nëse gjatë një reaksioni kimik të caktuar, produkti i përqendrimeve të joneve që marrin pjesë në të bëhet më i madh se produkti i tretshmërisë, atëherë precipiton një precipitat i një substance pak të tretshme. Dhe anasjelltas, nëse produkti i përqendrimeve të joneve të një elektroliti të caktuar në tretësirën e tij të ngopur si rezultat i një ose një reaksioni tjetër bëhet më i vogël se produkti i tretshmërisë për jonet e këtij elektroliti, atëherë precipitati shkon në tretësirë.

Nga të gjitha sa më sipër, mund të konkludojmë për ndikimin e faktorëve të ndryshëm në formimin e reshjeve.

Efekti i përqendrimit të tretësirës. Një elektrolit pak i tretshëm me një vlerë mjaft të madhe PR nuk mund të precipitohet nga tretësirat e holluara. Për shembull, një precipitat PbCl 2 nuk do të formohet kur përzihen vëllime të barabarta prej 0,1 M tretësish të Pb(NO 3) 2 dhe NaCl. Kur përzihen vëllime të barabarta, përqendrimet e secilës substancë do të bëhen 0,1 / 2 = 0,05 M ose 5·10 -2 mol/l. Produkt jonik · 2 = 5·10 -2 ·(5·10 -2) 2 = 12,5·10 -5. Vlera që rezulton është më e vogël se PR(PbCl 2), prandaj nuk do të ketë reshje.

Ndikimi i sasisë së precipitantit. Për reshjet më të plota të mundshme, përdoret një tepricë e precipitantit. Për shembull, ne precipitojmë kripën BaCO 3:

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

Pas shtimit të një sasie ekuivalente të Na 2 CO 3, në tretësirë ​​mbeten jonet Ba 2+, përqendrimi i të cilave përcaktohet nga vlera PR. Një rritje në përqendrimin e joneve CO 3 2- e shkaktuar nga shtimi i një precipituesi të tepërt (Na 2 CO 3) do të sjellë një ulje përkatëse të përqendrimit të joneve Ba 2+ në tretësirë, d.m.th. do të rrisë tërësinë e reshjeve të këtij joni.

Ndikimi i të njëjtit jon. Tretshmëria e elektroliteve pak të tretshëm zvogëlohet në prani të elektroliteve të tjerë të fortë që kanë jone me të njëjtin emër. Nëse një tretësirë ​​e Na 2 SO 4 i shtohet gradualisht një tretësire të pangopur BaSO 4, atëherë produkti jonik, i cili fillimisht ishte më i vogël se PR (BaSO 4) (1.1·10 -10), gradualisht do të arrijë PR dhe do ta tejkalojë atë. . Do të fillojnë të formohen reshje.

Kjo përdoret, për shembull, në reshjet e metaleve të vlefshme. Për shembull, PR e AgCl në ujë = 1.6×10 -10. Përqendrimi i argjendit në një tretësirë ​​të tillë mbi AgCl do të jetë

A është shumë apo pak? Ky është 1,4 mg argjendi i derdhur me çdo litër lëngje larës në fabrikën e filmit. Nëse e shpëlajmë jo me ujë, por me tretësirë ​​0,1 N NaCl, atëherë

PR/ = 1.6×10 -9 mol/l,

ato. përqendrimi i argjendit të marrë në tretësirë ​​do të ulet me 10,000 herë.

Efekti i temperaturës. PR është një vlerë konstante në një temperaturë konstante. Me rritjen e temperaturës, PR rritet, kështu që depozitimi kryhet më së miri nga solucionet e ftohura.

Shpërbërja e sedimenteve. Rregulli i produktit të tretshmërisë është i rëndësishëm për shndërrimin e precipitateve të dobët të tretshëm në tretësirë. Le të supozojmë se duhet të shpërndajmë precipitatin BaCO 3. Tretësira në kontakt me këtë precipitat është e ngopur në lidhje me BaCO 3. Kjo do të thotë se

· = PR (BaCO 3).

Nëse shtoni një acid në një tretësirë, jonet H + do të lidhin jonet CO 3 2- të pranishme në tretësirë ​​në molekula të acidit karbonik të brishtë:

2H + + CO 3 2- → H 2 CO 3

Si rezultat, përqendrimi i jonit CO 3 2- do të ulet ndjeshëm, dhe produkti jonik do të bëhet më i vogël se vlera PR (BaCO 3). Tretësira do të jetë e pangopur në raport me BaCO 3 dhe një pjesë e precipitatit BaCO 3 do të hyjë në tretësirë. Duke shtuar acid të mjaftueshëm, i gjithë precipitati mund të sillet në tretësirë. Rrjedhimisht, shpërbërja e precipitatit fillon kur, për ndonjë arsye, produkti jonik i një elektroliti dobët të tretshëm bëhet më i vogël se vlera PR. Për të tretur precipitatin, një elektrolit futet në tretësirë, jonet e të cilit mund të formojnë një përbërje pak të disociuar me një nga jonet e elektrolitit pak të tretshëm. Kjo shpjegon tretjen e hidroksideve pak të tretshme në acide

Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O

Jonet OH‾ lidhen në molekula H 2 O pak të disociuara.

Duke ditur PR, është e mundur të shpjegohet pse disa substanca treten dhe të tjera jo. Anasjelltas, është e lehtë të shpjegohet pse disa substanca precipitojnë dhe të tjerat jo.

Për shembull, FeS tretet në acid klorhidrik, por CuS jo:

FeS + 2HCl → FeCl 2 + H 2 S

Vlerat e PR(FeS) = 3,7 10 –19, PR(CuS) = 8,5 10 –45. Nga kjo rrjedh se në rastin e sulfurit të bakrit në një tretësirë ​​të ngopur ka shumë pak jone S 2– dhe molekula H 2 S nuk do të formohet, dhe, për këtë arsye, ekuilibri në një zgjidhje të ngopur të sulfurit të bakrit nuk do të shqetësohet. Sedimenti nuk do të shpërndahet. Në rastin e sulfurit të hekurit (II), ka mjaft jone sulfide për të formuar molekula H 2 S dhe ekuilibri zhvendoset djathtas. Precipitati i sulfurit të hekurit (II) tretet.

Një shembull tjetër: FeS nuk precipitohet nga tretësira nga H 2 S dhe precipitohet nga tretësira (NH 4) 2 S:

FeCl 2 + H 2 S ≠

FeCl 2 + (NH 4) 2 S = FeS↓ + 2NH 4 Cl

Acidi sulfid hidrogjeni është i dobët (K 2 = 1·10 –14). Prandaj, nuk ka mjaft jone S 2- për të përmbushur kushtin

> PR,

dhe nuk bie precipitat.

Sulfidi i amonit është një elektrolit i fortë dhe ka mjaft jone sulfide për të përmbushur kushtin e mësipërm. Dhe kjo çon në reshje.

Produkti i tretshmërisë mund të përdoret për të ndarë në mënyrë selektive jonet me precipitim nga tretësirat.

Për shembull, merrni parasysh depozitimin jonet Ba 2+ dhe Sr 2+ nga një tretësirë ​​që përmban 0,010 mol/l BaCl 2 dhe 0,020 mol/l SrCl 2 duke përdorur një tretësirë ​​të koncentruar të Na 2 SO 4 .

PR e sulfateve të bariumit dhe stronciumit përcaktohet nga raportet

PR = = 1,5·10 –9 ;

PR = 7,6·10 –7.

Rrjedhimisht, precipitimi i sulfatit të bariumit në prani të joneve Ba 2+ 0,010 mol/l nuk do të ndodhë derisa të arrijë përqendrimi i jonit SO 4 2-

1,5·10 –9 / 0,010 = 1,5·10 –7 mol/l.

Precipitimi i sulfatit të stronciumit do të fillojë në një përqendrim të joneve të sulfatit të barabartë me

7,6·10 –7 / 0,020 = 3,8·10 –5 mol/l.

Rrjedhimisht, jonet e bariumit do të fillojnë të precipitojnë së pari. Kur përqendrimi i joneve të sulfatit arrin 3,8·10 –5 mol/l, do të fillojë reshjet e sulfatit të stronciumit. Deri në atë kohë, zgjidhja do të mbetet

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

Kjo do të arrijë në vetëm 0.39% të sasisë origjinale të joneve të bariumit. Pjesa e mbetur prej 99.6% e joneve të bariumit do të precipitohet përpara se të precipitojë sulfati i stronciumit.

Faqe 1

MËSIMI Nr.

Tema: Ekuilibri heterogjen. Konstanta e tretshmërisë.

Motivimi për të studiuar temën. Në mjediset e lëngëta biologjike, mbizotërojnë ekuilibrat heterogjenë dhe jo homogjenë. Studimi i këtyre ekuilibrave dhe drejtimi i zhvendosjeve të tyre ka një rëndësi jo të vogël praktike për të kuptuar modelet e formimit dhe shpërbërjes së substancave pak të tretshme në trup.

Shkencëtarët që studiojnë evolucionin biologjik besojnë se tretshmëria e ndryshme e përbërjeve natyrore në ujë ka një ndikim të madh në bollëkun e tyre në organizmat e gjallë. Ekziston një lidhje e ngushtë midis tretshmërisë së përbërjeve në ujë dhe efektit toksik të joneve të një numri elementësh. Për shembull, futja e joneve Al 3+ në trup për shkak të formimit të AlPO 4 dobët të tretshëm çon në rakit.

Reaksionet e precipitimit janë baza e metodës së precipitimit, e cila përdoret gjerësisht në analizën sasiore të produkteve farmaceutike. Metoda e precipitimit përdoret në analizën klinike të klorureve në urinë, lëngun e stomakut dhe gjakun; në analizën sanitare dhe higjienike - në analizën e ujit të pijshëm.

Synimi: Studioni ekuilibrat heterogjenë në tretësirat e ngopura të elektroliteve pak të tretshëm.

Objektivat e studimit:

1. Përvetësoni aftësi për të llogaritur konstantën e tretshmërisë në tretësirat e ngopura të elektroliteve pak të tretshëm.

2. Të fitojnë aftësi në llogaritjen e tretshmërisë së elektrolitit bazuar në vlerën e konstantës së tretshmërisë së elektrolitit.

3. Të fitojnë aftësi në parashikimin e formimit dhe shpërbërjes së sedimenteve.

Kohëzgjatja e mësimit- 165 minuta (135 kohë studimi dhe 30 minuta pushim).

Vendndodhja e mësimit- punëtori edukative (departamenti i kimisë së përgjithshme)

Detyrat për punën e pavarur të nxënësit gjatë kohës jashtëshkollore (vetëstudim).

A. Pyetjet e testit

1. Ekuilibret heterogjene në tretësirat e ngopura të elektroliteve pak të tretshëm.

2. Konstanta e tretshmërisë.

3. Kushtet për formimin dhe shpërbërjen e reshjeve. Ndikimi i joneve me të njëjtin emër në tretshmërinë e një elektroliti pak të tretshëm.

1. Kimi e përgjithshme. Kimi biofizike. Kimia e elementeve biogjene: Libër mësuesi për universitetet / Yu.A. Ershov, V.A. Popkov, A.S. Berland et al - botimi i dytë. - M.: VSh, 2000.

2. Punëtori për kiminë e përgjithshme. Kimi biofizike. Kimia e elementeve biogjene / red. V.A. Popkova, A.V. Babkova - M.: VSh, 2006.

3. Puzakov S.A., Popkov V.A., Filippova A.A. Përmbledhje problemash dhe ushtrimesh në kiminë e përgjithshme. - M.: VSh, 2007.

4. Workshop mbi kiminë e përgjithshme dhe bioorganike / ed. Popkova V.A. – Bot. 3-M.: Qendra botuese “Akademia”, 2008.-240f.

B. Material trajnimi.

Në tretësirat e ngopura të elektroliteve pak të tretshëm, produkti i përqendrimit të joneve të këtyre elektroliteve i ngritur në fuqinë e koeficientëve të tyre stekiometrikë është një vlerë konstante në një temperaturë të caktuar dhe quhet konstanta e tretshmërisë (Ks).

Bazuar në vlerën Ks, është e mundur të parashikohet formimi dhe shpërbërja e depozitave të elektrolitit:

1. 
   Një elektrolit precipiton kur produkti i përqendrimeve të joneve të tij në tretësirë ​​është më i madh se vlera e Ks.
2. 
   Precipitati i elektrolitit tretet kur produkti i përqendrimeve të joneve të elektrolitit në tretësirë ​​është më i vogël se vlera Ks e këtij elektroliti.

D. Detyrat mësimore

Shënim. Nëse tretshmëria e një elektroliti shprehet në mol/L, ky është përqendrimi molar i elektrolitit.

Detyra nr. 1 Tretshmëria e BaF 2 në ujë në 18°C ​​është 7.5·10 -3 mol/l. Llogaritni konstantën e tretshmërisë së BaF 2 në këtë temperaturë.

E dhënë: Zgjidhje.

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

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

1. 
   Kur 1 mol BaF 2 shkëputet, formohen 1 mol jone Ba 2+ dhe 2 mol jone F -, kështu që përqendrimi i joneve Ba 2+ është i barabartë me tretshmërinë (përqendrimin) e BaF 2 dhe përqendrimi i Jonet F janë dy herë më të mëdha, d.m.th.

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

1. 
   Konstanta e tretshmërisë së BaF 2 është e barabartë me:

Ks (BaF 2) = 7,5 10 -3 (1,5 10 -2) 2 = 16,875 10 -7 = 1,69 10 -6
Përgjigje: Ks (BaF 2) = 1,69 10 -6
Detyra nr. 2. Konstanta e tretshmërisë së sulfurit të manganit MnS në 25°C është 2,5 · 10 -10. Llogaritni tretshmërinë e sulfurit të manganit në ujë (në mol/l) në këtë temperaturë.

Jepet: Zgjidhja.

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

C(MnS) - ? Ks (MnS) = ·

1. 
   gjatë shpërbërjes së 1 mol MnS, formohen 1 mol jone Mn 2+ dhe S 2-, prandaj përqendrimet e joneve Mn 2+ dhe S 2- janë të barabarta me përqendrimin (tretshmëria në mol/l) të Elektrolit MnS. Duke treguar përqendrimet e joneve Mn 2+ dhe S 2- me X, marrim:

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

X =

Përgjigje: tretshmëria e sulfurit të manganit në ujë në 25°C është 1,58·10 -5 mol/l.
Detyra nr. 3. Ks (CdS) = 7,1·10 -28. A do të precipitojë një precipitat i sulfurit të kadmiumit CdS nëse i njëjti vëllim prej 0,01 N tretësirë ​​të sulfurit të natriumit Na 2 S i shtohet 1 litër tretësirë ​​0,1 N të nitratit të kadmiumit Cd(NO 3) 2? Shkalla e shpërbërjes së elektroliteve fillestare merret e barabartë me njësinë.

Jepet: Zgjidhja:

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

V(Cd(NO 3) 2) = V(Na 2 S) = 1l Një precipitat CdS formohet nëse ·[ 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)

A formohet një precipitat CdS? C(Cd(NO 3) 2) = ½ · 0,1 = 0,05 mol/l

C(Cd 2+) = 0,05 mol/l (para përzierjes së tretësirave)

3. Na 2 S⇄ 2Na + + S 2-

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

C(Na2S) = ½ · 0,01 = 0,005 mol/l; C(S 2-) = 0,005 mol/l (para përzierjes së tretësirave).

4. Pas përzierjes së 1 litër Cd(NO 3) 2 dhe 1 litër Na 2 S, vëllimi i tretësirës u dyfishua dhe përqendrimet e joneve për njësi vëllimi u ulën përgjysmë dhe u bënë të barabarta:

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 prandaj, CdS do të precipitojë

D. Probleme për zgjidhje të pavarur.

Problemi 1. 3 litra tretësirë ​​e sulfatit të plumbit (II) PbSO 4 e ngopur në temperaturën e dhomës përmban 0,132 g kripë. Llogaritni Ks(PbSO 4). (Përgjigje: 2,1·10 -8).

Problemi 2 . Konstanta e tretshmërisë së jodidit të argjendit AgI në 25°C është 1,5·10 -16. Llogaritni tretshmërinë e AgI në ujë në këtë temperaturë (në mol/l). (Përgjigje: tretshmëria e AgI është 1,22·10 -8 mol/l).
3. A do të precipitojë një precipitat i dikromatit të argjendit Ag 2 Cr 2 O 7 kur përzihen vëllime të barabarta prej 0,05 N tretësish të AgNO 3 dhe K 2 Cr 2 O 7? Ks (Ag 2 Cr 2 O 7) = 2 ·10 -7 (25°C). Shkalla e shpërbërjes së AgNO 3 dhe K 2 Cr 2 O 7 merret e barabartë me një. (Përgjigje: do të formohet precipitat Ag 2 Cr 2 O 7).

Faqe 1

6. Konstanta e tretshmërisë. Tretshmëria.

Në një sistem të përbërë nga një tretësirë ​​dhe një precipitat, ndodhin dy procese - shpërbërja e precipitatit dhe precipitimi. Barazia e ritmeve të këtyre dy proceseve është kusht i ekuilibrit.

Një tretësirë ​​e ngopur është një tretësirë ​​që është në ekuilibër me precipitatin.

Le të zbatojmë ligjin e veprimit të masës në ekuilibrin midis precipitatit dhe tretësirës.

AgCl (i ngurtë) Ag + + Cl -

Meqenëse = konst, kemi:

K = K SAgCl = Në formë të përgjithshme kemi:

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

Konstanta e tretshmërisë K S (ose produkti i tretshmërisë PR) - produkti i përqendrimeve të joneve në një tretësirë ​​të ngopur të një elektroliti pak të tretshëm - është një vlerë konstante dhe varet vetëm nga temperatura.

Shembuj të vlerave K S për një numër kripërash:

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.

Tretshmëria substanca pak e tretshme s mund të shprehet në mol për litër. Në varësi të vlerës së s, substancat mund të ndahen në - s dobët të tretshme< 10 -4 моль/л, среднерастворимые - 10 -4 моль/л  s  10 -2 моль/л и хорошо растворимые s >10 -2 mol/l.

Tretshmëria e komponimeve lidhet me konstanten e tretshmërisë së tyre. Për AgCl kemi:

AgCl (i ngurtë) Ag + + Cl -

Tretshmëria s - përqendrimi molar i AgCl në tretësirë:

s = = m/(MV) = s = = .

Prandaj K S AgCl =  = s 2 dhe s=
.

Në përgjithësi, për A m B n kemi: 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 .

Shembull. Gjeni tretshmërinë e AgCl (K S = 1,610 -10) dhe Ag 2 CrO 4 (K S = 1,210 -12).

Zgjidhje. 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.

Edhe pse zakonisht sa më e ulët të jetë tretshmëria, aq më i ulët është KS, në këtë rast për përbërjet e llojeve të ndryshme s(AgCl)< s(Ag 2 CrO 4), хотя K S (AgCl) >K S (Ag 2 CrO 4).

Kushtet për reshjet dhe shpërbërjen e sedimentit

Për ekuilibrin midis precipitatit dhe tretësirës - një tretësirë ​​e ngopur - kemi në rastin e AgCl:

AgCl Ag + + Cl -  = K S .

Kushti i depozitimit shkruhet si:  > K S

Gjatë reshjeve, përqendrimet e joneve ulen derisa të vendoset ekuilibri.

Kushti për shpërbërjen e një precipitati ose ekzistenca e një tretësire të ngopur shkruhet si: < K S .

Ndërsa precipitati shpërndahet, përqendrimi i joneve rritet derisa të vendoset ekuilibri.

Efekti i përbashkët i joneve

Shtimi i një joni të përbashkët zvogëlon tretshmërinë e përbërjeve të dobëta të tretshme.

Shembull. Le të gjejmë tretshmërinë e AgCl në një tretësirë ​​0,1 M NaCl.

Zgjidhje. AgCl Ag + + Cl -

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

Tretshmëria e AgCl në ujë (shih më lart) është 1,3410 -5 mol/l, tretshmëria e AgCl në 0,1 M NaCl është 1,610 -9 mol/l, d.m.th. 10 4 herë më pak.

Efekti i kripës

Rritja e forcës jonike të një tretësire rrit tretshmërinë e përbërjeve të dobëta të tretshme.

Meqenëse përqendrimet e joneve të formuara gjatë shpërbërjes së përbërjeve të dobëta të tretshme, si dhe forca jonike e tretësirave që rezultojnë, janë të vogla, rezulton të jetë e mundur të përdoren përqendrimet e joneve në vend të aktiviteteve të tyre në shprehjet KS. Në rastet kur elektrolite të forta janë të pranishme në tretësirë, duke shkaktuar një forcë të lartë jonike të tretësirës, ​​është e nevojshme që aktiviteti i joneve në shprehje të zëvendësohet me K S.

Le të përcaktojmë tretshmërinë e AgCl në 0,1 M NaCl duke marrë parasysh forcën jonike të tretësirës

AgCl Ag + + Cl -

Për 0,1M NaCl  = 0,1 dhe 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, pra 1,64 herë më shumë se pa marrë parasysh forcën jonike të tretësirës. Efekti i kripës është dukshëm më i vogël se efekti i jonit me të njëjtin emër.

Shembull. Tretshmëria e Mg(OH) 2 është 0,012 g/l. Gjeni K S.

Zgjidhje. 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 .

Shembull. A formohet një precipitim PbCl 2 kur përzihen vëllime të barabarta tretësish prej 0,1 M Pb(NO 3) 2 dhe 0,1 M NaCl, nëse K S (PbCl 2) =

Zgjidhje. Pas përzierjes së tretësirave, përqendrimet e joneve do të ulen përgjysmë, d.m.th. kemi: = = = 0,05 M, a = 0,1 M. Gjeni forcën jonike të tretësirës:

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

Gjejmë koeficientët e aktivitetit: f Pb2+ = 0,24 dhe f Cl - = 0,70.

Duke pasur për PbCl 2 Pb +2 + 2Cl -

K S PbCl2 = a Pb2+ a Cl - 2, llogaritni vlerën e një Pb2+ a Cl - 2 për zgjidhjen tonë:

a Pb2+ a Cl - 2 = f Pb2+ (f Cl -) 2 = 0,240,050,70 2 0,05 2 = 1,4710 -5, që është më pak se PR PbCl2),1 (1. kështu që nuk formohet precipitat.

7. Reaksionet redoks

Reaksionet redoks- këto janë reaksione që ndodhin me një ndryshim në gjendjet e oksidimit të elementeve. Gjendja e oksidimit është ngarkesa nominale e një atomi në një molekulë, ku të gjitha lidhjet polare konsiderohen jonike.

Oksidimi- Ky është procesi i dhurimit të elektroneve.

Rimëkëmbjaështë procesi i shtimit të elektroneve.

Oksidues- është një atom, molekulë ose jon që pranon elektrone dhe ul gjendjen e tij të oksidimit, d.m.th. është duke u restauruar.

Agjent reduktues- është një atom, molekulë ose jon që dhuron elektrone dhe rrit gjendjen e tij të oksidimit, d.m.th. oksidohet.

Agjentët tipikë reduktues dhe oksidues

Reduktuesit: a) metalet - sa më i ulët të jetë potenciali i jonizimit, aq më të forta janë vetitë reduktuese; b) komponimet e elementeve në gjendje më të ulët oksidimi (NH 3, H 2 S, HBr, HI, etj.), në të cilat të gjitha orbitalet janë të mbushura dhe mund të dhurojnë vetëm elektrone.

Agjentët oksidues: a) jometalet (F 2, Cl 2, Br 2, O 2, etj.) - sa më i madh të jetë afiniteti i elektroneve, aq më të forta janë vetitë oksiduese; b) jonet metalike në gjendje të lartë oksidimi (Fe 3+, Sn 4+, Mn 4+, etj.); c) komponimet e elementeve në gjendje më të lartë oksidimi (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, NaBiO 3, HNO 3, H 2 SO 4 (konc.), etj.), në të cilat të gjitha elektronet valente janë dhënë tashmë dhe mund të jenë vetëm agjentë oksidues.

Komponimet e elementeve në gjendje të ndërmjetme oksidimi (HNO 2, H 2 SO 3, H 2 O 2, etj.) mund të shfaqin veti oksiduese dhe reduktuese në varësi të vetive redoks të reagentit të dytë.

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

të oksiduara rivendos

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

rivendos të oksiduara

		agjent reduktues (i fortë)
		agjent oksidues (i dobët)
		agjent reduktues (i dobët)
		agjent oksidues (i fortë)
		agjent reduktues
		agjent reduktues, agjent oksidues
		agjent reduktues, agjent oksidues
		oksidues

Agjentët oksidues, duke pranuar elektrone, domethënë duke u reduktuar, kalojnë në formën e reduktuar:

F 2 + 2e  2F -

të oksiduara rivendos

Agjentët reduktues, duke hequr dorë nga elektronet, domethënë oksidues, kalojnë në formën e oksiduar:

Na 0 - 1e  Na +

rivendos të oksiduara

Kështu, si agjentët oksidues ashtu edhe agjentët reduktues ekzistojnë në forma të oksiduara (gjendje më e lartë e oksidimit të elementit) dhe të reduktuar (gjendje më e ulët e oksidimit të elementit). Në të njëjtën kohë, kalimi nga forma e oksiduar në formën e reduktuar është më tipike për agjentët oksidues, dhe kalimi nga forma e reduktuar në formën e oksiduar është tipike për agjentët reduktues. Proceset e kundërta nuk janë tipike, dhe ne nuk besojmë, për shembull, se F - është një agjent reduktues dhe Na + është një agjent oksidues.

Ekuilibri ndërmjet formave të oksiduara dhe të reduktuara karakterizohet nga potenciali redoks, i cili varet nga përqendrimet e formave të oksiduara dhe të reduktuara, nga reaksioni i mjedisit, nga temperatura etj. Mund të llogaritet nga Ekuacioni Nernst:

E = E o +

ku është përqendrimi molar i formës së oksiduar;

[E reduktuar] - përqendrimi molar i formës së reduktuar;

n është numri i elektroneve që marrin pjesë në gjysmëreaksion;

E 0 - vlera standarde e potencialit redoks; E = E 0 nëse [Rikuperimi] = [Ok] = 1 mol/l;

Vlerat e potencialeve standarde të elektrodës E 0 janë dhënë në tabela dhe karakterizojnë vetitë oksiduese dhe reduktuese të përbërjeve: Sa më pozitive të jetë vlera e E 0, aq më të forta janë vetitë oksiduese dhe aq më negative vlera e E 0, më të forta vetitë reduktuese.

Për shembull:

F 2 + 2e  2F - E 0 = 2,87 V - agjent i fortë oksidues

Na + + 1e  Na 0 E 0 = -2,71 V - agjent i fortë reduktues

(procesi regjistrohet gjithmonë për reaksionet e reduktimit).

Meqenëse reaksioni redoks është një kombinim i dy gjysmëreaksioneve, oksidimi dhe reduktimi, ai karakterizohet nga ndryshimi midis potencialeve standarde të elektrodës së oksiduesit (E 0 ok) dhe reduktuesit (E 0 restaurimi) - forca elektromotore (emf) E 0:

E 0 = E 0 ok - E 0 rivendos,

E.m.f. reaksioni E 0 lidhet me ndryshimin e energjisë së lirë të Gibbs-it G: G = -nFE 0, dhe nga ana tjetër, G lidhet me konstanten e ekuilibrit K të reaksionit me ekuacionin G = - 2.3RTlnK.

Nga dy ekuacionet e fundit rrjedh lidhja ndërmjet emf. dhe konstanta e ekuilibrit të reaksionit:

E = (2.3RT/nF)lnK.

E.m.f. reaksionet në përqendrime të ndryshme nga standardi (d.m.th. jo i barabartë me 1 mol/l) E është e barabartë me:

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

Në rastin e ekuilibrit, G = 0 dhe për rrjedhojë E =0. Nga ku E = (0,059/n)logK dhe K = 10 n E /0,059.

Që reaksioni të ndodhë në mënyrë spontane, duhet të plotësohet kërkesa e mëposhtme: G<0 или К>>1, që i përgjigjet kushtit E 0 >0. Prandaj, për të përcaktuar mundësinë e shfaqjes së këtij reaksioni redoks, është e nevojshme të llogaritet vlera e E 0. Nëse E 0 0, ndodh reaksioni. Nëse E 0 0, reaksioni nuk ndodh.

Shembulli 1. Përcaktoni mundësinë e shfaqjes së një reaksioni

2FeCl 3 + 2KI  2FeCl 2 + 2KCl + I 2

Zgjidhja: Gjejmë se agjenti oksidues është joni Fe +3, i cili reduktohet në Fe +2, dhe agjenti reduktues është I -, i cili oksidohet në I2. Ne gjejmë nga tabela vlerat e potencialeve standarde të elektrodës: E 0 (Fe +3 / Fe +2) = 0,77 V dhe E 0 (I 2 / 2I -) = 0,54 V. Ne llogarisim E 0:

E 0 = E 0 ok - E 0 restaurimi = 0,77 - 0,54 = 0,23 në 0.

Shembulli 2. Përcaktoni mundësinë e shfaqjes së një reaksioni

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

Zgjidhje. Konstatojmë se agjenti oksidues është joni permanganat MnO 4 -, i cili shndërrohet në Mn +2, dhe agjenti reduktues është joni i klorurit, i cili shndërrohet në klor të gaztë Cl 2. Potencialet e tyre i përcaktojmë nga tabela: E 0 (MnO 4 - /Mn +2) = 1,51 V dhe E 0 (Cl 2 /2Cl -) = 1,36 V. Ne llogarisim

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

Reagimi është i mundur, pasi E 0  0.

Klasifikimi OVR

1. Reaksionet ndërmolekulare të oksidimit-reduktimit - agjenti oksidues dhe agjenti reduktues janë pjesë e substancave të ndryshme:

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

rivendos të oksiduara

2. Reaksionet e disproporcionit - një element në një gjendje të ndërmjetme oksidimi është një agjent oksidues dhe një agjent reduktues:

2KOH + Cl2 = KCl + KClO + H2O

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

Në këto reaksione, klori dhe N +3 janë agjentë oksidues dhe reduktues.

3. Reaksionet intramolekulare të oksidimit-reduktimit - agjenti oksidues dhe agjenti reduktues janë pjesë e një substance:

2KClO3
2KCl + 3O 2

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

Në këto reaksione, O-2, Cl +5 dhe N-3, N +5 janë përkatësisht agjentë reduktues dhe agjentë oksidues.

Duhet të theksohet se drejtimi i ORR dhe natyra e produkteve të reaksionit varen nga vetitë redoks të substancave reaguese dhe natyra e mediumit (acid, neutral ose alkalik). Për shembull, permanganati i kaliumit KMnO 4, i cili shfaq vetëm veti oksiduese, kur kalon nga një mjedis acid në një mjedis neutral dhe alkalik, formon produkte të ndryshme reduktimi dhe potenciali i tij redoks zvogëlohet:

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

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

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

Përbërjet e kromit (VI) janë agjentë të fortë oksidues në një mjedis acid (E0 = +1,33 V), të reduktuara në Cr +3, dhe përbërjet e kromit (III) shfaqin aftësi reduktuese në një mjedis alkalik (E0 = -0,13 V), duke u oksiduar në komponimet e kromit (VI).

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

pH > 7: CrO 4 2- + 3e  3- (jeshile)

Peroksidi i hidrogjenit H 2 O 2, që përmban oksigjen në gjendjen e ndërmjetme të oksidimit -1, shfaq veti oksiduese ose reduktuese dhe në varësi të pH të tretësirës, ​​potenciali i elektrodës së tij dhe produktet në të cilat reduktohet ose oksidohet ndryshojnë.

H 2 O 2 - agjent oksidues:

pH > 7: H 2 O 2 + 2H + + 2e 2H 2 O

pH  7: H 2 O 2 + 2e 2OH -

H 2 O 2 - agjent reduktues:

pH > 7: H 2 O 2 - 2e O 2 + 2H +

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

Kështu, për të shkruar saktë ORR, është e nevojshme të merren parasysh kushtet për shfaqjen e këtij reagimi.

Metoda jono-elektronike për përgatitjen e OVR

Metoda jo-elektronike (ose metoda e gjysmë-reaksionit) përdoret për të përpiluar ORR-të që ndodhin në tretësirë. Ai bazohet në përpilimin e gjysmëreaksioneve individuale për proceset e reduktimit dhe oksidimit në formën e ekuacioneve jon-molekulare. Në këtë rast, është e nevojshme të merren parasysh rregullat për shkrimin e ekuacioneve të reaksionit jonik: elektrolitet e forta shkruhen në formën e joneve, dhe elektrolitet e dobëta dhe substancat pak të tretshme shkruhen në formën e molekulave.

Procedura për hartimin e OVR

1. Shkruhet ana e majtë e ekuacionit ORR molekular, përcaktohet agjenti oksidues dhe agjenti reduktues.

2. Gjysmëreaksionet shkruhen veçmas për proceset e reduktimit dhe oksidimit në formën e ekuacioneve jonike-molekulare, në të cilat ana e majtë dhe e djathtë (teprica ose mungesa e oksigjenit në anën e majtë) barazohen duke marrë parasysh pH-në e tretësirë ​​duke përdorur molekulat H 2 O, jonet H + ose OH - :

pH< 7: избыток [O] 2H + + [O]  H 2 O

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

mangësi [O] H 2 O - [O]  2H +

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

mangësi [O] 2OH - - [O]  H 2 O.

3. Shumat e ngarkesave në anën e majtë dhe të djathtë të gjysmëreaksioneve barazohen duke shtuar ose zbritur elektrone. Pas kësaj, përzgjidhen shumëzuesit për gjysmëreaksionet.

4. Shkruhet ekuacioni total jon-molekular ORR duke marrë parasysh faktorët.

5. Shtohet ana e djathtë e ekuacionit molekular ORR dhe në të kalohen koeficientët nga ekuacioni jon-molekular.

Shembulli 1. Ndërveprimi i KMnO 4 me Na 2 SO 3 në një mjedis acid.

1. Shkruani anën e majtë të ekuacionit, përcaktoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues:

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

të oksiduara rivendos e mërkurë

2. Kompozojmë gjysmëreaksione për proceset e reduktimit dhe oksidimit, duke marrë parasysh mjedisin acid. Në një mjedis acid, joni permanganat MnO 4 - reduktohet në jonin Mn 2+, dhe joni sulfit SO 3 2- oksidohet në jonin sulfat SO 4 2-:

MnO 4 -  Mn +2 - ne lidhim oksigjenin e tepërt me jonet H +,

SO 3 2-  SO 4 2- - e marrim oksigjenin që mungon nga uji dhe lirohen jonet H +.

Ne marrim gjysmëreaksionet e mëposhtme:

MnO 4 - + 8H +  Mn +2 + 4H 2 O

SO 3 2- + H 2 O  SO 4 2- + 2H +

3. Ne numërojmë shumat e ngarkesave në anën e majtë dhe të djathtë të të dy gjysmëreaksioneve dhe barazojmë ngarkesat duke përdorur elektrone, duke zgjedhur faktorët:

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

4. E shkruajmë ekuacionin total jon-molekular ORR duke marrë parasysh faktorët:

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 +

Ne reduktojmë jonet e hidrogjenit dhe molekulat e ujit dhe marrim:

5. Shtojmë anën e djathtë të ekuacionit molekular dhe transferojmë koeficientët e ekuacionit jon-molekular në të. Ekuacioni përfundimtar do të duket kështu:

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-

Shembulli 2. Oksidimi i nitratit të kromit (III) me peroksid hidrogjeni në një mjedis alkalik është një reagim cilësor ndaj jonit Cr 3+. Në një mjedis alkalik, joni Cr 3+ oksidohet në jonin kromat CrO 4 2-, i cili ka një ngjyrë të verdhë.

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. Komponimet e koordinimit

Koordinimi(komplekse) lidhjet- këto janë komponime me një lidhje dhuruese-pranuese. Komponimet koordinuese përbëhen nga jone të sferës së brendshme dhe të jashtme. Në formulën e një përbërje komplekse, jonet e sferës së brendshme janë të mbyllura në kllapa katrore. Jonet e sferës së brendshme - jonet komplekse - përbëhen nga një agjent kompleks (jon qendror) dhe ligandë. Numri i ligandëve në sferën e brendshme të kompleksit quhet numër koordinues. Denticiteti i një ligandi është numri i lidhjeve me të cilat një ligand i caktuar lidhet me një agjent kompleks.

Shembull: K 3

1. Jonet e sferës së jashtme - 3K +

2. Jon i sferës së brendshme - 3-

3. Agjent kompleksues - Fe 3+

4. Ligandi - CN -, dhëmbëzimi i tij - 1

5. Numri i koordinimit - 6

Gjeneral dhe inorganikekimisë. M.: Kimia, 1992--2004. Soloviev...

Kimia që siguron cilësinë e përgatitjes së studentëve për dhënien e Provimit të Unifikuar të Shtetit në Kimi (duke përdorur shembullin e temave të lëndës “Kimia e Përgjithshme dhe Inorganike”) manual edukativo-metodologjik.

Pako e veglave

Informacioni i nevojshëm për të përsëritur kursin " Gjeneral Dhe inorganikekimi", dhe nivele të ndryshme kompleksiteti dhe... plotësimi i detyrave testuese…………………………….. Temat e lëndës “ Gjeneral Dhe inorganikekimi" Ligji periodik dhe struktura e atomit………………………………………………

Libër mësuesi Kimia e përgjithshme dhe inorganike

Ligji

Gjeneral Dhe inorganikekimisë: Teksti mësimor. shtesa / V.V. Baraguzina, I.V. Bogomolova, E.V. Fedorenko. - M.: ... standardi dhe kurrikula për disiplinën “ Gjeneral Dhe inorganikekimi". Libri do t'ju lejojë të merrni shpejt bazën...