Визначення
Помістимо в хімічну склянку якусь складну сіль, наприклад, AgCl і додамо до осаду дистильованої води. При цьому іони Ag + і Cl -, відчуваючи тяжіння з боку навколишніх диполів води, поступово відриваються від кристалів і переходять у розчин. Зіткнувшись у розчині, іони Ag + і Cl - утворюють молекули AgCl і осідають на поверхні кристалів. Таким чином, у системі відбуваються два взаємно протилежні процеси, що призводить до динамічної рівноваги, коли в одиницю часу в розчин переходить стільки ж іонів Ag + і Cl - , скільки їх осаджується. Нагромадження іонів Ag + і Cl - у розчині припиняється, виходить насичений розчин. Отже, ми розглядатимемо систему, в якій є осад важкорозчинної солі в дотику з насиченим розчином цієї солі. При цьому відбуваються два взаємно протилежні процеси:
1) Перехід іонів із осаду в розчин. Швидкість цього процесу вважатимуться постійної за постійної температури: V 1 = K 1 ;
2) Осадження іонів із розчину. Швидкість цього V 2 залежить від концентрації іонів Ag + і Cl - . За законом дії мас:
Так як дана система перебуває в стані рівноваги, то
V 1 = V 2
k 2 = k 1
- = k 2 / k 1 = const (при T = const)
Таким чином, добуток концентрацій іонів у насиченому розчині важкорозчинного електроліту при постійній температурі є постійноювеличиною. Ця величина називається добутком розчинності (ПР).
У наведеному прикладі ПРAgCl = . . У тих випадках, коли електроліт містить два або кілька однакових іонів, концентрація цих іонів при обчисленні добутку розчинності повинна бути зведена у відповідний ступінь.
Наприклад, ПРAg 2 S = 2
- ; ПРPbI 2 = 2
У загальному випадку вираз твору розчинності для електроліту A m B n
ПР m B n = [A] m [B] n .
Значення добутку розчинності для різних речовин різні.
Наприклад, ПРCaCO 3 = 4,8
- 10 -9; ПРAgCl = 1,56 10 -10.
ПР легко обчислити, знаючи розчинність з'єднання при даній t°.
Приклад 1
Розчинність CaCO 3 дорівнює 0,0069 або 6,9
- 10-3 г/л. Знайти ПРCaCO 3 .
Рішення
Виразимо розчинність у молях:
SCaCO 3 = (6,9
· 10 -3 ) / 100,09 = 6,9. 10 -5 моль/л
MCaCO 3
Так як кожна молекула CaCO 3 дає при розчиненні по одному іону Ca 2+ та CO 3 2- то
= [CO 3 2-] = 6,9
- 10 -5 моль/л,
отже, ПРCaCO 3 = = 6,9 10 -5 6,9 10 -5 = 4,8 10 -9
Знаючи величину ПР, можна своєю чергою обчислити розчинність речовини в моль/л чи г/л.
Приклад 2
Добуток розчинності ПРPbSO 4 = 2,2
- 10-8 г/л.
Чому дорівнює розчинність PbSO 4?
Рішення
Позначимо розчинність PbSO 4 через X моль/л. Перейшовши в розчин, X молей PbSO 4 дадуть X іонів Pb 2+ і X іонів SO 4 2-, тобто:
X
ПРPbSO 4 = =
- < ПРAgCl - ненасыщенный раствор
- = ПРAgCl - насичений розчин
- > ПРAgCl - перенасичений розчин
Осад утворюється в тому випадку, коли добуток концентрацій іонів малорозчинного електроліту перевищить величину його добутку розчинності при цій температурі.Коли іонний твір дорівнюватиме величині ПР, випадання осаду припиняється. Знаючи об'єм і концентрацію розчинів, що змішуються, можна розрахувати, чи випадатиме осад утворюється солі.
Приклад 3
Чи осад випадає при змішуванні рівних обсягів 0,2 M розчинів Pb(NO 3) 2 і NaCl.
ПРPbCl 2
- 10 -4 .
Рішення
При змішуванні об'єм розчину зростає вдвічі, і концетрація кожної речовини зменшиться вдвічі, тобто. стане 0,1 M або 1,0
- 10 -1 моль/л. Такими будуть концентрації Pb 2+ і Cl - . Отже, 2 = 110 -1 (1 10 -1) 2 = 1 10 -3 . Отримана величина перевищує ПРPbCl 2 (2,4 10 -4). Тому частина солі PbCl 2 випадає осад. З усього сказаного вище можна дійти невтішного висновку про вплив різних чинників освіту опадів.
Вплив концентрації розчинів
Важкорозчинний електроліт з досить великою величиною ПР не можна осадити з розбавлених розчинів. Наприклад, осад PbCl 2 не випадатиме при змішуванні рівних об'ємів 0,1 M розчинів Pb(NO 3) 2 і NaCl. При змішуванні рівних обсягів концентрації кожної речовини стануть 0,1 / 2 = 0,05 M або 5
- 10 -2 моль/л. Іонний добуток 2 = 5 10 -2 (5 10 -2) 2 = 12,5 10 -5 . Отримана величина менша за ПРPbCl 2 , отже випадання осаду не відбудеться.
Вплив кількості осадника
Для більш повного осадження використовують надлишок осадителя.
Наприклад, осаджуємо сіль BaCO 3: BaCl 2 + Na 2 CO 3 ® BaCO 3 + 2NaCl. Після додавання еквівалентної кількості Na 2 CO 3 розчині залишаються іони Ba 2+ , концентрація яких обумовлена величиною ПР.
Підвищення концентрації іонів CO 3 2-, викликане додаванням надлишку осадника (Na 2 CO 3), спричинить відповідне зменшення концентрації іонів Ba 2+ в розчині, тобто. збільшить повноту осадження цього іона.
Вплив однойменного іона
Розчинність труднорастворимых електролітів знижується у присутності інших потужних електролітів, мають однойменні іони. Якщо до ненасиченого розчину BaSO 4 потроху додавати розчин Na 2 SO 4 , то іонний твір, який був спочатку меншим за ПРBaSO 4 (1,1
- 10-10), поступово досягне ПР і перевищить його. Почнеться випадання осаду.
Вплив температури
ПР є постійною величиною за постійної температури. Зі збільшенням температури ПР зростає, тому осадження краще проводити з охолоджених розчинів.
Розчинення опадів
Правило добутку розчинності важливе для переведення важкорозчинних опадів у розчин. Припустимо, треба розчинити осад BaСO 3 . Розчин, що торкається цього осаду, насичений відносно BaСO 3 .
Це означає, що = ПРBaCO3.
Якщо додати розчин кислоту, то іони H + зв'яжуть наявні в розчині іони CO 3 2- в молекули неміцної вугільної кислоти:
2H + + CO 3 2- ® H 2 CO 3 ® H 2 O + CO 2 -
Внаслідок цього різко знизиться концентрація іона CO 3 2-, іонний твір стане меншим за величину ПРBaCO 3 . Розчин виявиться ненасиченим щодо BaCO 3 і частина осаду BaCO 3 перейде в розчин. При додаванні достатньої кількості кислоти можна перевести весь осад в розчин. Отже, розчинення осаду починається тоді, коли з будь-якої причини іонний добуток малорозчинного електроліту стає менше величини ПР. Для того, щоб розчинити осад, розчин вводять такий електроліт, іони якого можуть утворювати малодисоційоване з'єднання з одним з іонів важкорозчинного електроліту. Цим пояснюється розчинення важкорозчинних гідроксидів у кислотах.
Fe(OH) 3 + 3HCl ® FeCl 3 + 3H 2 O
Іони OH - зв'язуються в малодисоційовані молекули H 2 O.
Таблиця. Добуток розчинності (ПР) та розчинність при 25°С деяких малорозчинних речовин
| Формула | Розчинність | ПР моль/л |
| 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 |
| Ag 2 CrO 4 | 1,0 . 10 -4 | 4,05 . 10 -12 |
| BaSO 4 | 7,94 . 10 -7 | 6,3 . 10 -13 |
| CaCO 3 | 6,9 . 10 -5 | 4,8 . 10 -9 |
| PbCl 2 | 1,02 . 10 -2 | 1,7 . 10 -5 |
| PbSO 4 | 1,5 . 10 -4 | 2,2 . 10 -8 |
Важкорозчинних електролітів
Закон дії мас застосовується до гетерогенної рівноважної системи, що складається з кристалів малорозчинного електроліту (солі, основи, кислоти) та його іонів у насиченому розчині. Розглянемо рівноваги, що спостерігаються в насиченому розчині якоїсь важкорозчинної речовини, наприклад, CaSO 4 . У цій системі осад знаходиться в рівновазі з насиченим розчином цієї речовини:
СaSO 4 Ca 2+ + SO 4 2–
осад розчин
При гетерогенному іонному рівновазі в розчин переходить в одиницю часу стільки іонів, скільки їх знову повертається в осад (внаслідок мізерно малої розчинності вважаємо, що ступінь іонізації електроліту в розчині дорівнює 1). Константа рівноваги для процесу розчинення осаду має такий вигляд:
звідки, K∙тв = ∙
Концентрація твердої речовини є постійна величина:
Тв = const.
Враховуючи це, K∙тв як добуток двох постійних величин також можна вважати величиною постійною, деякою константою, характерною для даної речовини. Цю константу називають твором розчинності. Її позначають через ПР:
Для насиченого розчину сульфату кальцію добуток розчинності при 25 про Знайдено рівним 3,72∙10 -5 г-іон 2 /л 2 .
Добуток розчинності характеризує розчинність електролітів. Для бінарних електролітів розчинність чисельно дорівнює
s = √ПР.
У загальному випадку, якщо малорозчинний електроліт має складний склад A n B m і при його дисоціації утворюється більше двох іонів:
A n B m ↔ nA a + + mB b – ,
то у виразі константи рівноваги записують концентрації іонів у ступенях, рівних стехіометричним коефіцієнтам nі m.
ПР = n [В b – ] m
Отже, для насиченого водного розчину малорозчинного електроліту добуток рівноважних молярних концентрацій його іонів у ступенях, рівних стехіометричним коефіцієнтам, при даній температурі є постійна величина, звана добутком розчинності.
Порівнюючи значення творів розчинності важкорозчинних солей, можна побачити, яка їх розчиняється краще (табл. 15).
Значення ПР використовуються в загальній хімії, аналітичній хімії, гідрохімії, хімії океану, екології та ін, тому що дозволяють кількісно оцінити:
умови утворення та розчинення опадів;
З величини ПР випливає умова утворення та розчинення осаду:
Якщо n [B – ] m = ПР, то осад знаходиться в рівновазі з розчином (насичений розчин);
Якщо n [B – ] m > ПР, то осад випадає (перенасичений розчин);
Якщо n [B – ] m< ПР, то осадок растворяется (ненасыщенный раствор).
Таблиця 15
Добуток розчинності деяких
малорозчинних електролітів при 25 о С
|
Електроліт |
Електроліт |
Електроліт | |||
Таким чином, якщо при тій чи іншій хімічній реакції, добуток концентрацій іонів, що беруть участь у ній, стане більше твору розчинності, то випадає осад важкорозчинної речовини. І назад, якщо добуток концентрацій іонів даного електроліту в насиченому його розчині в результаті тієї чи іншої реакції стає менше твору розчинності для іонів цього електроліту, осад переходить в розчин.
З усього сказаного вище можна дійти невтішного висновку про вплив різних чинників освіту опадів.
Вплив концентрації розчинів. Важкорозчинний електроліт з досить великою величиною ПР не можна осадити з розбавлених розчинів.Наприклад, осад PbCl 2 не випадатиме при змішуванні рівних об'ємів 0,1 M розчинів Pb(NO 3) 2 і NaCl. При змішуванні рівних обсягів концентрації кожної речовини стануть 0,1/2 = 0,05 M або 5·10 -2 моль/л. Іонний твір · 2 = 5 · 10 -2 · (5 · 10 -2) 2 = 12,5 · 10 -5 . Отримана величина менша за ПР(PbCl 2 ), отже випадання осаду не відбудеться.
Вплив кількості осадника.Для більш повного осадження використовують надлишок осадителя. Наприклад, осаджуємо сіль BaCO 3:
BaCl 2 + Na 2 CO 3 → BaCO 3 ↓ + 2NaCl.
Після додавання еквівалентної кількості Na 2 CO 3 розчині залишаються іони Ba 2+ , концентрація яких обумовлена величиною ПР. Підвищення концентрації іонів CO 3 2-, викликане додаванням надлишку осадника (Na 2 CO 3), спричинить відповідне зменшення концентрації іонів Ba 2+ в розчині, тобто. збільшить повноту осадження цього іона.
Вплив однойменного іона.Розчинність труднорастворимых електролітів знижується у присутності інших потужних електролітів, мають однойменні іони. Якщо до ненасиченого розчину BaSO 4 потроху додавати розчин Na 2 SO 4 , то іонний твір, який був спочатку меншим за ПР(BaSO 4) (1,1·10 -10), поступово досягне ПР і перевищить його. Почнеться випадання осаду.
Це використовують, наприклад, при осадженні цінних металів. Наприклад, ПР AgCl у воді =1,6×10 -10 . Концентрація срібла в такому розчині над AgCl буде
Чи багато це чи мало? Це 1,4 мг срібла, що виливається з кожним літром промивних рідин на кінофабриці. Якщо ж ми промиватимемо не водою, а 0,1н розчином NaCl, то
ПР/ = 1.6×10 -9 моль/л,
тобто. концентрація срібла, що уноситься в розчині, зменшиться в 10 000 разів.
Вплив температури.ПР є постійною величиною за постійної температури. Зі збільшенням температури ПР зростає, тому осадження краще проводити з охолоджених розчинів.
Розчинення опадів.Правило добутку розчинності важливе для переведення важкорозчинних опадів у розчин. Припустимо, треба розчинити осад BaСO 3 . Розчин, що торкається цього осаду, насичений щодо BaСO 3 .Це означає, що
· = ПР (BaCO 3).
Якщо додати розчин кислоту, то іони H + зв'яжуть наявні в розчині іони CO 3 2- в молекули неміцної вугільної кислоти:
2H + + CO 3 2- → H 2 CO 3
Внаслідок цього різко знизиться концентрація іона CO 3 2-, іонний твір стане меншим за величину ПР(BaCO 3). Розчин виявиться ненасиченим щодо BaCO 3 і частина осаду BaCO 3 перейде в розчин. При додаванні достатньої кількості кислоти можна перевести весь осад в розчин. Отже, розчинення осаду починається тоді, коли з будь-якої причини іонний добуток малорозчинного електроліту стає менше величини ПР. Для того, щоб розчинити осад, розчин вводять такий електроліт, іони якого можуть утворювати малодисоційоване з'єднання з одним з іонів важкорозчинного електроліту. Цим пояснюється розчинення важкорозчинних гідроксидів у кислотах.
Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O
Іони OH‾ зв'язуються в малодисоційовані молекули H 2 O.
Знаючи ПР, можна пояснити, чому одні речовини розчиняються, інші – ні. І навпаки, легко пояснити, чому одні речовини випадають в осад, інші – ні.
Наприклад, FeS розчиняється в соляній кислоті, а СуS – ні:
FeS + 2HCl → FeCl 2 + H 2 S
Величини значень ПР(FeS) = 3,7·10 –19 , ПР(CuS) = 8,5·10 –45 . 2 S не утворюватимуться, а, отже, рівновага в насиченому розчині сульфіду міді не порушуватиметься. Осад не розчинятиметься. У разі сульфіду заліза (II) сульфід-іонів достатньо для утворення молекул H 2 S, і рівновага зсувається вправо. Осад сульфіду заліза (II) розчиняється.
Інший приклад: FeS не осаджується з розчину за допомогою H 2 S і осаджується розчином (NH 4) 2 S:
FeCl 2 + H 2 S ≠
FeCl 2 + (NH 4) 2 S = FeS↓ + 2NH 4 Cl
Сірководнева кислота є слабкою (К 2 = 1 · 10 -14). Звідси іонів S 2 - недостатньо для виконання умови
> ПР,
та осад не випадає.
Сульфід амонію – сильний електроліт, і сульфід-іонів достатньо для виконання вищезазначеної умови. А це призводить до випадання осаду.
Добуток розчинності можна використовувати для селективного поділу іонів осадженням з розчинів.
Наприклад, розглянемо осадження іонів Ba 2+ і Sr 2+ з розчину, що містить 0,010 моль/л BaCl 2 і 0,020 моль/л SrCl 2 використовуючи концентрований розчин Na 2 SO 4 .
ПР сульфатів барію та стронцію визначається співвідношеннями
ПР = = 1,5 · 10 -9;
ПР = = 7,6 · 10 -7.
Отже, осадження сульфату барію за наявності 0,010 моль/л іонів Ва 2+ не відбуватиметься до тих пір, поки концентрація іону SO 4 2- не досягне величини
1,5 · 10 -9 / 0,010 = 1,5 · 10 -7 моль / л.
Осадження сульфату стронцію почнеться при концентрації сульфат-іону, що дорівнює
7,6 · 10 -7 / 0,020 = 3,8 · 10 -5 моль / л.
Отже, іони барію почнуть осаджуватись першими. При досягненні концентрації сульфат-іонів величини 3,8 10 -5 моль/л почнеться осадження сульфату стронцію. На той час у розчині залишиться
1,5 · 10 -9 / 3,8 · 10 -5 = 3,9 · 10 -5 моль / л.
Це становитиме лише 0,39% від вихідної кількості іонів барію. Інші 99,6% іонів барію будуть обложені до початку випадання осаду сульфату стронцію.
Сторінка 1
ЗАНЯТТЯ №
Тема:Гетерогенні рівноваги. Константа розчинності.
Мотивація вивчення теми.У біологічних рідких середовищах переважають не гомогенні, а гетерогенні рівноваги. Вивчення цих рівноваг, напрямок їх зсувів має важливе практичне значення для розуміння закономірностей утворення та розчинення важкорозчинних речовин в організмі.
Вчені, які вивчають біологічну еволюцію, вважають, що різна розчинність природних сполук у воді дуже вплинула на їх вміст у живих організмах. Між розчинністю сполук у воді та токсичною дією іонів ряду елементів є тісний взаємозв'язок. Наприклад, введення іонів Al 3+ в організм внаслідок утворення малорозчинного AlPO 4 призводить до рахіту.
Реакції осадження лежать в основі методу осадження, широко застосовують у кількісному аналізі фармацевтичних препаратів. Метод осадження використовують у клінічному аналізі хлоридів у сечі, шлунковому соку, крові; у санітарно-гігієнічному аналізі – під час аналізу питних вод.
Ціль:Вивчити гетерогенні рівноваги в насичених розчинах важкорозчинних електролітів.
Завдання вивчення:
1. Набути навички розрахунку константи розчинності в насичених розчинах важкорозчинних електролітів.
2. Набути навички розрахунку розчинності електроліту за величиною константи розчинності електроліту.
3. Набути навичок прогнозування утворення та розчинення опадів.
Тривалість заняття- 165 хвилин (135 навчального часу та 30хв. перерва).
Місце проведення заняття- Навчальний практикум (кафедра загальної хімії)
Завдання для самостійної роботи студента у позанавчальний час (самопідготовка).
А. Контрольні питання
1. Гетерогенні рівноваги у насичених розчинах малорозчинних електролітів.
2. Константа розчинності.
3. Умови утворення та розчинення опадів. Вплив однойменних іонів на розчинність малорозчинного електроліту.
1. Загальна хімія. Біофізична хімія. Хімія біогенних елементів: Підручник для ВНЗ/Ю.А. Єршов, В.А. Попков, А.С. Берлянд та ін. - 2 вид. - М: ВШ, 2000.
2. Практикум із загальної хімії. Біофізична хімія. Хімія біогенних елементів/під ред. В.А. Попкова, А.В. Бабкова - М: ВШ, 2006.
3. Пузаков С.А., Попков В.А., Філіппова А.А. Збірник завдань та вправ із загальної хімії. - М: ВШ, 2007.
4. Практикум із загальної та біоорганічної хімії / за ред. Попкова В.А. – 3-тє вид.-М.: вид.центр «Академія», 2008.-240с
В. Навчальний матеріал.
У насичених розчинах важкорозчинних електролітів добуток концентрації іонів цих електролітів, зведених у ступінь їх стехіометричних коефіцієнтів, є постійна величина при певній температурі і називається константою розчинності (Ks).
На підставі величини Ks можна прогнозувати утворення та розчинення опадів електролітів:
Електроліт випадає в осад, коли добуток концентрацій його іонів у розчині більший за величину Ks.
Осад електроліту розчиняється, коли добуток концентрацій іонів електроліту в розчині менший за величину Ks цього електроліту.
Примітка.Якщо розчинність електроліту виражена в моль/л, це молярна концентрація електроліту.
Завдання №1Розчинність BaF 2 у воді при 18°С дорівнює 7,5 10 -3 моль/л. Розрахувати константу розчинності F 2 при цій температурі.
Дано: Рішення.
С(Ba F 2)= 7,5·10 -3 моль/л 1. BaF 2 ⇄ Ba 2+ +2F -
Ks -? Ks (BaF 2) = [2+] · 2
При дисоціації 1 моль BaF 2 утворюється 1 моль іонів Ba 2+ і 2 моль іонів F - таким чином, концентрація іонів Ba 2+ дорівнює розчинності (концентрації) BaF 2 , а концентрація іонів F - в два рази більше, тобто.
Константа розчинності BaF 2 дорівнює:
Відповідь: Ks (BaF 2) = 1,69 · 10 -6
Завдання №2. Константа розчинності сульфіду марганцю MnS при 25 ° C дорівнює 2,5 · 10 -10 . Розрахувати розчинність сульфіду марганцю у воді (моль/л) при цій температурі.
Дано: Рішення.
Ks (MnS) = 2,5 · 10 -10 1. MnS ⇄ Mn 2+ + S 2-
C(MnS) -? Ks (MnS) = ·
при дисоціації 1 моль MnS утворюється по 1 моль іонів Mn 2+ і S 2- , отже, концентрації іонів Mn 2+ і S 2 рівні концентрації (розчинності в моль/л) електроліту MnS. Позначивши концентрації іонів Mn 2+ і S 2 через Х, отримаємо:
Х = 
Відповідь: розчинність сульфіду марганцю у воді при 25°С дорівнює 1,58 10 -5 моль/л.
Завдання №3. Ks (CdS) = 7,1 · 10 -28 . Чи випаде осад сульфіду кадмію CdS, якщо до 1л 0,1н розчину нітрату кадмію Cd(NO 3) 2 додати такий самий обсяг 0,01н розчину сульфіду натрію Na 2 S? Ступінь дисоціації вихідних електролітів прийняти рівною одиниці.
Дано: Рішення:
Ks (CdS) = 7,1 · 10 -28 1. CdS⇄ Cd 2+ + S 2-
V(Cd(NO 3) 2) = V(Na 2 S) = 1л Осад CdS утворюється, якщо ·[ S 2- ]> Ks (CdS)
C f екв (Cd(NO 3) 2) = 0,1 моль/л 2. Cd(NO 3) 2 ⇄ Cd 2+ + 2NO 3 -
C f екв (Na 2 S) = 0,01 моль/л 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 екв (Cd(NO 3) 2)
чи утворюється осад CdS-? C(Cd(NO 3) 2) = ½ · 0,1= 0,05 моль/л
C(Cd 2+) = 0,05моль/л (до змішування розчинів)
3. Na 2 S⇄ 2Na + + S 2-
C(S 2-) = C(Na 2 S); C(Na 2 S) = ½ C f екв (Na 2 S)
C(Na 2 S) = ½ · 0,01 = 0,005 моль/л; C(S 2-) = 0,005 моль/л (до змішування розчинів).
4. після змішування 1л Cd(NO 3) 2 і 1л Na 2 S об'єм розчину збільшився вдвічі, а концентрації іонів в одиниці об'єму зменшаться вдвічі і стануть рівними:
C(Cd 2+) = 0,05: 2 = 0,025 моль/л = 2,5·10 -2 моль/л
C(S 2-) = 0,005: 2 = 0,0025моль/л = 2,5·10 -3 моль/л
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 отже, CdS випаде в осад
Д. Завдання для самостійного вирішення.
Завдання 1. У 3л насиченого при кімнатній температурі розчину свинцевого сульфату (II) PbSO 4 міститься 0,132г солі. Обчислити Ks(PbSO 4). (Відповідь: 2,1 · 10 -8).
Завдання 2 . Константа розчинності йодиду срібла AgI при 25°C 1,5·10 -16 . Обчислити розчинність AgI у воді при цій температурі (моль/л). (Відповідь: розчинність AgI дорівнює 1,22 · 10 -8 моль/л).
3. Чи випаде осад біхромату срібла Ag 2 Cr 2 O 7 при змішуванні рівних об'ємів 0,05 н розчинів AgNO 3 і K 2 Cr 2 O 7 ? Ks (Ag 2 Cr 2 O 7) = 2 · 10 -7 (25 ° C). Ступінь дисоціації AgNO 3 і K 2 Cr 2 O 7 прийняти рівними одиниці. (Відповідь: осад Ag 2 Cr 2 O 7 випаде).
сторінка 1
6. Константа розчинності. Розчинність.
У системі, що складається з розчину та осаду, йдуть два процеси - розчинення осаду та осадження. Рівність швидкостей цих двох процесів є умовою рівноваги.
Насичений розчин - це розчин, який знаходиться в рівновазі з осадом.
Застосуємо закон дії мас до рівноваги між осадом та розчином.
AgCl(тв.) Ag + + Cl -
Оскільки = const, маємо:
К = K SAgCl = У загальному вигляді маємо:
A m B n (тв.) mA +n + nB -m та K S (A m B n) = m n .
Константа розчинності K S (або добуток розчинності ПР) - добуток концентрацій іонів у насиченому розчині малорозчинного електроліту - є величина постійна і залежить лише від температури.
Приклади величин K S для ряду солей:
K S (AgCl) = 1,610 -10
K S (Ag 2 CrO 4) = 1,110 -12
K S (Ag 2 S) = 610 -50 .
Розчинністьмалорозчинної речовини може бути виражена в молях на літр. Залежно від величини s речовини можуть бути поділені на малорозчинні - s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые - 10 -4 моль/л s 10 -2 моль/л и хорошо растворимые s >10 -2 моль/л.
Розчинність сполук пов'язана з їхньою константою розчинності. Для AgCl маємо:
AgCl(тв.) Ag + + Cl -
Розчинність s - молярна концентрація AgCl у розчині:
s = = m/(MV) = s = = .
Звідси K S AgCl = = s 2 і s = 
.
Загалом для A m B n маємо: A m B n (тв.) mA +n + nB -m
K S (A m B n) = m n = (ms) m (ns) n = m m n s m+n .
приклад. Знайти розчинність AgCl (K S =1,610 -10) та Ag 2 CrO 4 (K S = 1,210 -12).
Рішення. AgCl Ag + + Cl - ,
K S = s 2 , s = 
= 1,3410 -5 моль/л.
Ag 2 CrO 4 2Ag + + CrO 4 2-
K S = (2s) 2 s = 4s 3 , s = 
= 6,510 -5 моль/л.
Хоча зазвичай розчинність тим менше, що менше K S , у разі для сполук різних типів s(AgCl)< s(Ag 2 CrO 4), хотя K S (AgCl) >K S (Ag 2 CrO 4).
Умова осадження та розчинення осаду
Для рівноваги між осадом та розчином - насиченого розчину - маємо у випадку AgCl:
AgCl Ag + + Cl - = K S .
Умова осадження записується у вигляді: > K S
У результаті осадження концентрації іонів зменшуються до встановлення рівноваги.
Умова розчинення осаду або існування насиченого розчину записується у вигляді: < K S .
Під час розчинення осаду концентрація іонів збільшується до встановлення рівноваги.
Ефект спільного іона
Додавання загального іона зменшує розчинність малорозчинних сполук.
приклад.Знайдемо розчинність AgCl у 0,1 М розчині NaCl.
Рішення. AgCl Ag + + Cl -
K S AgCl = = s 0,1 = 1,610 -10 , s = 1,610 -9 моль/л.
Розчинність AgCl у воді (див. вище) дорівнює 1,3410 -5 моль/л, розчинність AgCl 0,1М NaCl - 1,610 -9 моль/л, тобто. у 10 4 разів менше.
Сольовий ефект
Збільшення іонної сили розчину збільшує розчинність малорозчинних сполук.
Оскільки концентрації іонів, що утворюються при дисоціації малорозчинних сполук, а також іонна сила одержуваних розчинів малі, виявляється можливим використовувати в виразах K S концентрації іонів, а не їх активності. У тих випадках, коли в розчині присутні сильні електроліти, що обумовлюють велику іонну силу розчину, необхідно у виразі для K S підставляти активність іонів.
Визначимо розчинність AgCl 0,1 М NaCl з урахуванням іонної сили розчину
AgCl Ag + + Cl -
Для 0,1М NaCl = 0,1 та f Ag+ = f Cl - = 0,78.
K S = a Ag+ a Cl - = f Ag+ f Cl - = 0,78s0,780,1 = 1,610 -10 ,
s = 1,610 -9 /(0,78) 2 = 2,610 -9 M, тобто в 1,64 рази більше, ніж без урахування іонної сили розчину. Сольовий ефект значно менший за ефект однойменного іона.
приклад. Розчинність Mg(OH) 2 дорівнює 0,012 г/л. Знайти K S .
Рішення. М(Mg(OH) 2) = 58 г/моль, s = 0,12г/л / 58г/моль =
2,0710 -4 М.
Mg(OH) 2 Mg 2+ + 2OH -
K S = 2 = s(2s) 2 = 4s 3 = 4(2,0710 -4) 3 = 3,610 -11 .
приклад. Чи випадає осад PbCl 2 при змішуванні рівних обсягів розчинів 0,1M Pb(NO 3) 2 та 0,1M NaCl, якщо K S (PbCl 2) =
Рішення. Після змішування розчинів концентрації іонів зменшаться вдвічі, тобто. маємо: = = = 0,05M, а = 0,1M. Знаходимо іонну силу розчину:
= 1/2(0,052 2 + 0,11 2 + 0,051 2 + 0,051 2) = 0,2.
Знаходимо коефіцієнти активності: f Pb2+ = 0,24 та f Cl - = 0,70.
Маючи для PbCl 2 Pb +2 + 2Cl -
K S PbCl2 = a Pb2+ a Cl - 2 , обчислюємо величину a Pb2+ a Cl - 2 для нашого розчину:
a Pb2+ a Cl - 2 = f Pb2+ (f Cl -) 2 = 0,240,050,70 2 0,05 2 = 1,4710 -5 , що менше, ніж ПР PbCl2 (1,610 -5), тому осаду не утворюється.
7. Окисно-відновні реакції
Окисно-відновні реакції- Це реакції, які йдуть зі зміною ступенів окиснення елементів. Ступінь окиснення - це умовний заряд атома в молекулі, де всі полярні зв'язки вважаються іонними.
Окислення- Це процес віддачі електронів.
Відновлення- Це процес приєднання електронів.
Окислювач- це атом, молекула чи іон, який приймає електрони і знижує свій рівень окислення, тобто. відновлюється.
Відновник- це атом, молекула чи іон, який віддає електрони і підвищує свій рівень окислення, тобто. окислюється.
Типові відновники та окислювачі
Відновлювачі:а) метали - чим менший потенціал іонізації, тим сильніші відновлювальні властивості; б) з'єднання елементів у нижчих ступенях окиснення (NH 3 , H 2 S, HBr, HI та ін), у яких всі орбіталі заповнені і можуть тільки віддавати електрони.
Окислювачі:а) неметали (F 2 , Cl 2 , Br 2 , O 2 та ін) - чим більше спорідненість до електрона, тим сильніше окисні властивості; б) іони металів у високих ступенях окиснення (Fe 3+ , Sn 4+ , Mn 4+ та ін.); в) з'єднання елементів у вищих ступенях окислення (KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , NaBiO 3 , HNO 3 , H 2 SO 4 (конц.) та ін), у яких вже віддано всі валентні електрони і можуть бути тільки окислювачами .
З'єднання елементів у проміжних ступенях окиснення (HNO 2 , H 2 SO 3 , H 2 O 2 та ін) можуть виявляти окислювальні та відновлювальні властивості залежно від окисно-відновних властивостей другого реагенту.
H 2 SO 3 + 2H 2 S = 3S + 3H 2 O
окис. віднов.
H 2 SO 3 + Br 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2HBr
віднов. окис.
відновник (сильний) |
||
окислювач (слабкий) |
||
відновник (слабкий) |
||
окислювач (сильний) |
||
відновник |
||
відновник, окислювач |
||
відновник, окислювач |
||
окислювач |
Окислювачі, приймаючи електрони, тобто, відновлюючись, переходять у відновлену форму:
F 2 + 2e 2F -
окис. віднов.
Відновлювачі, віддаючи електрони, тобто, окислюючись, переходять в окислену форму:
Na 0 - 1e Na +
віднов. окис.
Таким чином, як окислювачі, так і відновники існують в окисленій (з більш високим ступенем окислення елемента) та відновленої (з більш низьким ступенем окислення елемента) формах. При цьому для окислювачів характерніший перехід з окисленої у відновлену форму, а для відновників характерний перехід з відновленої в окислену форму. Зворотні процеси не характерні, і ми не вважаємо, наприклад, що F – є відновником, а Na+ – окислювачем.
Рівновага між окисленою та відновленою формами характеризується за допомогою окислювально-відновного потенціалу, який залежить від концентрацій окисленої та відновленої форм, реакції середовища, температури тощо. Його можна розрахувати за рівняння Нернста:
E = E o + 
де – молярна концентрація окисленої форми;
[Восст.] - молярна концентрація відновленої форми;
n - число електронів, що у напівреакції;
Е 0 - стандартне значення окиснювально-відновного потенціалу; Е = Е 0 якщо [Восст.] = [Ок] = 1 моль / л;
Величини стандартних електродних потенціалів Е 0 наведені в таблицях і характеризують окислювальні та відновлювальні властивості сполук: Чим позитивніша величина Е 0 тим сильніше окислювальні властивості, і чим негативніше значення Е 0 тим сильніше відновлювальні властивості.
Наприклад:
F 2 + 2e 2F - Е 0 = 2,87 в - сильний окислювач
Na + + 1e Na 0 Е 0 = -2,71 в – сильний відновник
(процес завжди записується для реакцій відновлення).
Оскільки окислювально-відновна реакція є сукупністю двох напівреакцій, окислення та відновлення, то вона характеризується значенням різниці стандартних електродних потенціалів окислювача (Е 0 ок) та відновника (Е 0 восст) - електрорушійною силою (е.д.с.) Е 0 :
Е 0 = Е 0 ок - Е 0 відновлення,
Е.Д.С. реакції Е 0 пов'язана із зміною вільної енергії Гіббса G: G = -nFЕ 0 , а з іншого боку, G пов'язана з константою рівноваги До реакції рівнянням G = -2,3RTlnK.
З останніх двох рівнянь випливає залежність між е.р.с. та константою рівноваги реакції:
Е = (2,3RT/nF)lnK.
Е.Д.С. реакції при концентраціях, відмінних від стандартних (тобто не рівних 1 моль/л) Е дорівнює:
Е = Е 0 - (2,3RT/nF)lgK або Е = Е 0 - (0,059/n)lgK.
У разі рівноваги G = 0 і отже Е =0. Звідки Е = (0,059/n)lgK і К = 10 n Е /0,059.
Для мимовільного перебігу реакції має виконуватися вимога: G<0 или К>>1, яким відповідає умова Е 0 >0. Тому визначення можливості перебігу даної окислювально-відновної реакції необхідно обчислити значення Е 0 . Якщо Е 0 0, реакція йде. Якщо Е 0 0, реакція не йде.
приклад 1.Визначити можливість перебігу реакції
2FeCl 3 + 2KI 2FeCl 2 + 2KCl + I 2
Рішення: Знаходимо, що окислювачем є іон Fe +3 відновлюється до Fe +2 а відновником - I - окислюється до I 2 . Знаходимо по таблиці значення стандартних електродних потенціалів: E 0 (Fe +3 / Fe +2) = 0,77 і E 0 (I 2 / 2I -) = 0,54 ст. Обчислюємо Е 0:
Е 0 = Е 0 ок - Е 0 восст = 0,77 - 0,54 = 0,23 в 0.
Приклад 2. Визначити можливість перебігу реакції
2 KMnO 4 + 16 HCl 2 KCl + 2 MnCl 2 + 5 Cl 2 + 8 H 2 O.
Рішення. Знаходимо, що окислювачем є перманганат-іон MnO 4 - , що переходить у Mn +2 , а відновником - хлорид-іон, що переходить у газоподібний хлор Cl 2 . Визначаємо по таблиці їх потенціали: E 0 (MnO 4 - / Mn +2) = 1,51 і E 0 (Cl 2 / 2Cl -) = 1,36 ст. Обчислюємо
Е 0 = Е 0 ок - Е 0 восст = 1,51 - 1,36 = 0,15 в 0.
Реакція можлива, тому що Е 0 0.
Класифікація ОВР
1. Реакції міжмолекулярного окислення-відновлення - окислювач та відновник входять до складу різних речовин:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3
віднов. окис.
2. Реакції диспропорціонування - елемент у проміжному ступені окислення є окислювачем та відновником:
2KOH + Cl 2 = KCl + KClO + H 2 O
3HNO 2 = HNO 3 + 2NO + H 2 O
У цих реакціях хлор та N +3 є окислювачами та відновниками.
3. Реакції внутрішньомолекулярного окислення-відновлення - окислювач та відновник входять до складу однієї речовини:
2KClO 3 
2KCl + 3O 2
NH 4 NO 3 N 2 O + 2H 2 O
У цих реакціях О -2 , Cl +5 і N -3 N +5 є відповідно відновниками та окислювачами.
Слід зазначити, що напрям протікання ОВР та характер продуктів реакції залежать від окисно-відновних властивостей реагуючих речовин та характеру середовища (кисле, нейтральне або лужне). Наприклад, перманганат калію KMnO 4 , який виявляє тільки окисні властивості, при переході від кислого до нейтрального та лужного середовища утворює різні продукти відновлення та його окисно-відновний потенціал зменшується:
pH< 7: MnO 4 - + 5e Mn +2 (бесцветный) Е 0 = +1,51 в
pH = 7: MnO 4 - + 3e MnO 2 (коричневий) Е 0 = +0,60 в
pH > 7: MnO 4 - + 1e MnO 4 -2 (зелений) Е 0 = +0,56 в
Сполуки хрому (VI) є сильними окислювачами в кислому середовищі (Е 0 = +1,33 в), відновлюються до Cr +3 , а сполуки хрому (III) у лужному середовищі виявляють відновну здатність (Е 0 = -0,13 в) , окислюючись у сполуки хрому (VI).
pH 7: Cr 2 O 7 2- + 6e 2Cr +3 (синій)
pH > 7: CrO 4 2- + 3e 3- (зелений)
Пероксид водню Н 2 Про 2 , що містить кисень у проміжному ступені окислення -1, виявляє окислювальні або відновлювальні властивості, і в залежності від рН розчину змінюються його електродний потенціал та продукти, до яких він відновлюється або окислюється.
Н 2 Про 2 - окислювач:
рН > 7: Н 2 О 2 + 2Н + + 2e 2Н 2 О
рН 7: Н 2 Про 2 + 2e 2ОН -
Н 2 Про 2 - відновник:
рН > 7: Н 2 Про 2 - 2e Про 2 + 2Н +
рН 7: Н 2 О 2 + 2ОН - - 2e Про 2 + 2Н 2 О
Отже, для правильного написання ОВР слід обов'язково враховувати умови протікання цієї реакції.
Іонно-електронний метод складання ОВР
Іонно-електронний метод (або метод напівреакцій) використовується для складання ОВР, що протікають у розчинах. Заснований він на складанні окремих напівреакцій для процесів відновлення та окислення у вигляді іонно-молекулярних рівнянь. У цьому необхідно враховувати правила написання іонних рівнянь реакцій: сильні електроліти записуються як іонів, а слабкі електроліти і малорозчинні речовини - як молекул.
Порядок складання ОВР
1. Записується ліва частина молекулярного рівняння ОВР, визначається окислювач та відновник.
2. Записуються напівреакції окремо для процесів відновлення та окислення у вигляді іонно-молекулярних рівнянь, в яких ліва і права частина (надлишок або нестача кисню в лівій частині) зрівнюються з урахуванням рН розчину за допомогою молекул Н 2 О, іонів Н + або ВІН - :
рН< 7: избыток [O] 2H + + [O] H 2 O
рН = 7: надлишок [O] H 2 O + [O] 2OH -
недолік [O] H 2 O - [O] 2H +
рН > 7: надлишок [O] H 2 O + [O] 2OH -
недолік [O] 2OH - - [O] H 2 O.
3. Суми зарядів у лівій та правій частинах напівреакцій зрівнюються шляхом додавання або відібрання електронів. Після цього підбираються множники до напівреакцій.
4. Записується сумарне іонно-молекулярне рівняння ОВР з урахуванням множників.
5. Дописується права частина молекулярного рівняння ОВР та переносяться до нього коефіцієнти з іонно-молекулярного рівняння.
приклад 1.Взаємодія KMnO 4 c Na 2 SO 3 у кислому середовищі.
1. Записуємо ліву частину рівняння, визначаємо окислювач та відновник:
KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 =
окис. віднов. середа
2. Складаємо напівреакції для процесів відновлення та окислення з урахуванням кислого середовища. У кислому середовищі перманганат іон MnO 4 - відновлюється до іону Mn 2+ , а сульфіт іон SO 3 2- окислюється до сульфат іону SO 4 2- :
MnO 4 - Mn +2 - надлишок кисню зв'язуємо іонами Н + ,
SO 3 2- SO 4 2- - кисень, що бракує, беремо з води і виділяються іони Н + .
Отримуємо такі напівреакції:
MnO 4 - + 8Н + Mn +2 + 4Н 2 О
SO 3 2- + Н 2 О SO 4 2- + 2Н +
3. Вважаємо суми зарядів у лівій та правій частинах обох напівреакцій та зрівнюємо заряди за допомогою електронів, підбираємо множники:
5 SO 3 2- + Н 2 О - 2e SO 4 2- + 2Н +
4. Записуємо сумарне іонно-молекулярне рівняння ОВР з урахуванням множників:
2 MnO 4 - + 8Н + + 5e Mn +2 + 4Н 2 О
2MnO 4 - + 16Н + + 5SO 3 2- + 5Н 2 О 2Mn +2 + 8Н 2 О + 5SO 4 2- + 10Н +
Скорочуємо іони водню та молекули води та отримуємо:
5. Дописуємо праву частину молекулярного рівняння та переносимо до нього коефіцієнти та іонно-молекулярного. Підсумкове рівняння матиме такий вигляд:
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 - + 8Н + + 5e Mn +2 + 4Н 2 О
5 SO 3 2- + Н 2 О - 2e SO 4 2- + 2Н +
2MnO 4 - + 6Н + + 5SO 3 2- 2Mn +2 + 3Н 2 Про + 5SO 4 2-
приклад 2.Окислення нітрату хрому (III) пероксидом водню в лужному середовищі – якісна реакція на іон Cr 3+ . У лужному середовищі іон Cr 3+ окислюється до хромат іону CrO 4 2- має жовте забарвлення.
2Cr(NO 3) 3 + 3Н 2 О 2 + 10KOH 2K 2 CrO 4 + 6KNO 3 + 8H 2 О
2Cr 3+ + 8OH - - 3e CrO 4 2- + 4H 2 O
3H 2 O 2 + 2e 2OH -
2Cr 3+ + 10OH - + 3Н 2 О 2 2CrO 4 2- + 8Н 2 О
8. Координаційні з'єднання
Координаційні(комплексні) з'єднання- це з'єднання з донорно-акцепторним зв'язком. Координаційні сполуки складаються з іонів внутрішньої та зовнішньої сфер. У формулі комплексного з'єднання іони внутрішньої сфери полягають у квадратних дужках. Іони внутрішньої сфери - комплексні іони - складаються з комплексоутворювача (центрального іона) та лігандів. Число лігандів у внутрішній сфері комплексу називається координаційним числом. Дентатність ліганду - це кількість зв'язків, якими даний ліганд пов'язаний із комплексоутворювачем.
Приклад: K 3
1. Іони зовнішньої сфери – 3К +
2. Іон внутрішньої сфери - 3-
3. Комплексоутворювач - Fe 3+
4. Ліганд - CN - , його дентатність - 1
5. Координаційне число – 6
Загальна та неорганічнахімія. М.: Хімія, 1992-2004. Соловйов...
Хімія забезпечення якості підготовки учнів до здачі еге з хімії (на прикладі теми курсу «загальна та неорганічна хімія») навчально - методичний посібник
Методичний посібникНеобхідну інформацію для повторення курсу « Загальнаі неорганічнахімія», а різний рівень складності та... виконання тестових завдань……………………………….. Теми курсу « Загальнаі неорганічнахімія»Періодичний закон і будова атома …………………………………….…… ...
Загальна та неорганічна хімія Навч.
ЗаконЗагальнаі неорганічнахімія: Навч. посібник/В.В. Барагузіна, І.В. Богомолова, Є.В. Федоренко. - М.: ... стандартом та навчальною програмою з дисципліни « Загальнаі неорганічнахімія». Книга дозволить швидко отримати основні...
