ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 18.12.2024
Просмотров: 3724
Скачиваний: 2
СОДЕРЖАНИЕ
Коллигативные свойства растворов
Давление насыщенного пара. Закон Рауля
Биологическое значение осмотического давления
Варианты задач для самостоятельного решения
Количественные характеристики буферных систем
Биологическая роль буферных систем Буферные системы крови
Варианты задач для самостоятельного решения Вариант № 1
Произведение растворимости (пр)
Условия образования и растворения осадка
Смещение гетерогенного равновесия
Биологическая роль гетерогенных равновесий
Варианты задач для самостоятельного решения
Строение комплексных соединений
Основные характеристики комплексных соединений
Классификация комплексных соединений
Природа химической связи в комплексных соединениях
Изомерия комплексных соединений
Номенклатура комплексных соединений
Ионные равновесия в растворах комплексных соединений
Хелаты и внутрикомплексные соединения
Биологическая роль комплексных соединений
Токсикологическая роль комплексообразования
Таким образом, более растворимой солью является хромат серебра, тогда как сравнение величин ПР приводит к обратному заключению.
Таблица 1. Произведения растворимости некоторых малорастворимых солей и гидроксидов в водных растворах
|
Вещество |
ПР |
Вещество |
ПР |
|
AgCl |
1,810–10 |
CuCN |
3,210–20 |
|
AgBr |
6,010–13 |
Cu(OH)2 |
2,210–20 |
|
AgI |
1,110–16 |
CuSO3 |
2,510–10 |
|
AgCN |
6,210–10 |
CuS |
6,010–36 |
|
AgOCN |
2,310–7 |
FeCO3 |
2,510–11 |
|
AgNO2 |
7,210–12 |
FePO4 |
1,310–22 |
|
AgIO3 |
3,010–8 |
FeS |
5,010–18 |
|
Ag2S |
6,010–50 |
Hg2Cl2 |
1,310–18 |
|
Ag2CO3 |
8,210–12 |
HgS |
4,010–53 |
|
Ag2SO4 |
2,010–5 |
Li2CO3 |
2,010–3 |
|
Ag2CrO4 |
4,010–12 |
LiF |
3,810–3 |
|
Ag2Cr2O7 |
2,010–7 |
Mg(OH)2 |
6,010–10 |
|
Ag3PO4 |
1,010–20 |
MgCO3 |
2,010–5 |
|
Ag3AsO3 |
1,010–22 |
MgC2O4 |
8,610–5 |
|
Al(OH)3 |
1,010–32 |
Mg3(PO4)2 |
1,010–23 |
|
AlPO4 |
5,710–19 |
Mn(OH)2 |
2,010–13 |
|
BaCO3 |
5,110–9 |
MnCO3 |
1,010–11 |
|
BaC2O4 |
1,110–7 |
MnS |
2,510–10 |
|
BaCrO4 |
1,610–10 |
Ni(OH)2 |
2,010–15 |
|
BaF2 |
1,710–6 |
Pb(OH)2 |
1,110–20 |
|
Ba3(PO4)2 |
6,010–39 |
PbF2 |
3,210–8 |
|
BaSO3 |
8,010–7 |
PbCl2 |
2,010–5 |
|
BaSO4 |
1,110–10 |
PbBr2 |
9,110–6 |
|
Ba(OH)2 |
5,010–3 |
PbI2 |
8,010–9 |
|
Ca(OH)2 |
5,510–6 |
PbCO3 |
7,510–14 |
|
CaCO3 |
5,010–9 |
PbCrO4 |
1,810–14 |
|
CaC2O4 |
2,010–9 |
PbS |
1,010–27 |
|
CaSO4 |
2,510–5 |
PbSO4 |
1,610–8 |
|
CaF2 |
4,010–11 |
SrSO4 |
3,210–7 |
|
CaHPO4 |
5,010–6 |
SrCO3 |
1,110–10 |
|
Ca(H2PO4)2 |
1,010–3 |
SrCrO4 |
3,510–5 |
|
Ca3(PO4)2 |
1,010–29 |
SrC2O4 |
5,510–8 |
|
CaC4H4O6 |
7,710–7 |
Sr3(PO4)2 |
1,010–31 |
|
Cd(OH)2 |
2,210–14 |
Zn(OH)2 |
7,110–18 |
|
CdS |
3,610–29 |
ZnCO3 |
1,410–11 |
|
Co(OH)2 |
2,010–15 |
ZnC2O4 |
1,510–9 |
Условия образования и растворения осадка
1. Термодинамика процесса образования осадка.
При любом произвольном соотношении компонентов «твердый осадок раствор» система будет стремится к состоянию равновесия:
K
насыщенный раствор
осадок
Этот процесс можно описать при помощи изотермы Вант-Гоффа:
В насыщенном растворе:
и G = 0.
В
ненасыщенном или пересыщенном растворе
величина
называетсяпроизведение
концентраций ионов
и обозначается
.
Из
уравнения изотермы Вант-Гоффа видно,
что если
(пересыщенный раствор), тоG > 0
и, следовательно, процесс самопроизвольно
протекает в обратном направлении, т.е.
в сторону образования твердой фазы.
В
другом случае, если
(ненасыщенный раствор), тоG < 0
и процесс самопроизвольно протекает в
прямом направлении, т.е. в сторону
растворения осадка.
Таким образом, зная концентрации ионов в растворе, можно прогнозировать направление смещения гетерогенного равновесия:
1) Условие выпадения осадка:
Если произведение концентраций ионов, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов, превышает произведение растворимости, то происходит образование твердой фазы (осадка):
.
2) Условие растворения осадка:
Если произведение концентраций ионов, возведенных в степени стехиометрических коэффициентов, не превышает произведение растворимости, то осадок не образуется, а при наличии в системе твердой фазы (осадка) происходит ее растворение:
.
Следует отметить, что для растворения осадка достаточно умень-шить концентрацию одного из ионов. Этого можно достичь, например, добавляя реагент, связывающий ион малорастворимого электролита в растворимое малодиссоциирующее соединение или газообразное вещество.
2. Кинетика процесса образования осадка.
Процесс образования твердой фазы (осадка) можно рассмат-ривать как двухстадийный:
1 стадия ‑ химическое взаимодействие, т. е. обменная реакция между ионами;
2 стадия ‑ кристаллизация, т. е. образование зародышей кристал-лизации и их рост.
Первая стадия протекает с довольно высокой скоростью, вторая значительно медленнее.
Это обстоятельство объясняет тот факт, что при достижении условия выпадения осадка последний не всегда образуется момен-тально. Он может появиться через несколько часов, а то и суток.
В целом, кинетика процесса образования осадка довольно сложна и в рамках данного пособия подробно не рассматривается.
Смещение гетерогенного равновесия
1. Влияние одноименного иона.
Из
постоянства величины ПР не следует
постоянство концен-траций отдельных
ионов и концентрацию каждого из них
можно варьировать в определенных
пределах. Так, можно увеличить концен-трацию
иона Аnn(или
Ktm+),
добавив, например, вещество с одно-именным
ионом – это немедленно отразится на
состоянии равно-весия: оно сдвинется в
направлении образования осадка, т. к.
избы-точное, по сравнению с равновесным
количеством, содержание ионов Аnn
(или Ktm+)
приведет к увеличению скорости реакции
осаждения (nKtm+ + mАnn
KtnAnm).
При
добавлении одноименного иона, например
Аnn,
в системе установится равновесие,
которое будет по-прежнему описываться
уравнением (1) и количественно
характеризоваться той же величиной
,
но другими равновесными концентрациями
ионовKtm+
и Аnn.
Концентрация ионов Ktm+
во вновь установившемся равновесии
уменьшится по сравнению с предыдущим
равновесным состоянием (до добавления
избыточного количества иона Аnn)
за счет того, что часть ионов Ktm+
вступит в реакцию осаждения с избыточным
количеством ионов Аnn.
Концентрация ионов Аnn,
наоборот, будет больше, чем в предыдущем
равновесии.
Пример 4. Сравнить растворимость сульфата бария в воде и в растворе хлорида бария с С(BaCl2) = 0,01 моль/л.
Решение.
Растворимость сульфата бария (ПР = 1,1∙1010) в воде составляет:
.
Очевидно, что в насыщенном растворе BaSO4:
P(BaSO4) = C(Ba2+) = C(SO42).
Добавление в раствор растворимой соли бария приводит к повы-шению концентрации ионов Ba2+. Согласно принципу Ле Шателье, равновесие:
BaSO4 ⇄ Ba2+ + SO42
осадок насыщенный раствор
смещается в сторону образования осадка и растворимость сульфата бария снижается.
В данном случае концентрация катионов бария складывается из концентрации ионов Ba2+ в насыщенном растворе BaSO4 (105 моль/л) и концентрации катионов, образовавшихся при диссоциации BaCl2 (0,01 моль/л). Ввиду того, что концентрация ионов Ba2+ в насыщенном растворе BaSO4 на три порядка меньше, чем в растворе BaCl2, то ей можно пренебречь, считая, что С(Ва2+) = 0,01 моль/л.
Поэтому:
.
Отсюда:
Таким образом, при осаждении сульфатов в виде BaSO4 добав-ление BaCl2 понижает растворимость сульфата бария и способствует более полному выведению сульфатов из раствора.
2. Влияние посторонних ионов.
Введение в насыщенный раствор вещества-электролита, не содержащего одноименных ионов с осадком, напротив, повышает растворимость соединения (солевой эффект). Причиной солевого эффекта является усиление межионных взаимодействий, способст-вующих переходу ионов вещества из кристаллической решетки (твердой фазы) в раствор.
Так, растворимость сульфата бария в растворе хлорида натрия сильного электролита, не образующего одноименных ионов с осадком выше, чем в чистой воде.
3. Влияние кислотности среды.
В некоторых случаях малорастворимые соли слабых кислот растворяются в более сильных кислотах. Добавление сильной кислоты повышает концентрацию ионов H+, которые с анионами соли образуют малодиссоциированную слабую кислоту. При этом концен-трация аниона понижается, и гетерогенное равновесие смещается в сторону растворения осадка.