При увеличении температуры значение ионного произведения воды возрастает (например, при 100°С оно достигает величины 5,5·10-13).
Таблица 2. Важнейшие индикаторы
Лекция №11: Водородный показатель кислотности и щелочности водных растворов. Ионное произведение воды. Растворимость.
Для выражения кислотности или щелочности раствора используют величину водородного показателя (рН), равную десятичному логарифму концентрации ионов водорода , взятому с обратным знаком:
рН=-lg, где =[моль/л].
Таким образом, по характеру среду растворы можно подразделить на кислые (растворы, в которых концентрация ионов водорода больше концентрации гидроксид-ионов), щелочные (растворы, в которых концентрация ионов водорода меньше концентрации гидроксид-ионов) и нейтральные (растворы, в которых концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов).
Существуют различные методы измерения рН. Приближенно реакцию среды возможно определить при помощи специальных реактивов, или индикаторов , окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода. Наиболее распространёнными индикаторами являются: метиловый оранжевый, метиловый красный, фенолфталеин. В следующих таблицах даны характеристики основных применяемых индикаторов:
Таблица 1. Кислотно-основные индикаторы.
Для воды и разбавленных водных растворов при Т=const:
[Н + ]·[ОН - ]=const=K H 2 O , где K H 2 O – ионное произведение воды .
При Т=298К (25°С) для чистой воды [Н + ]=[ОН - ]=10 -7 моль/л, поэтому:
K H 2 O =10 -7 ·10 -7 =10 -14 или р[Н + ]+р[ОН - ]=14, т.е. р[Н + ]=14-р[ОН - ].
Т.о. сумма водородного и гидроксильного показателей в водных растворах при 25°С равна 14 .
Однако следует учитывать, что каковой бы ни была величина реакции раствора (рН), произведение концентраций [Н + ]·[ОН - ] остаётся неизменным. Величина ионного произведения воды может измениться только при изменении температуры, но не при увеличении [Н + ] или [ОН - ].
Насыщенным называют раствор, находящийся в равновесии с избытком растворяемого вещества. При заданных условиях концентрация насыщенного раствора не изменяется во времени. Её называют растворимостью и обозначают заглавной буквой английского термина « Solubility» S. Растворимость зависит от температуры и состава раствора. Обычно её рассчитывают на основе термодинамических констант. Рассмотрим равновесие между солью, состоящей из катионов металла M z + и анионов кислотного остатка A z - , и её насыщенным раствором. При этом учтем, что все соли - сильные электролиты, полностью диссоциирующие в растворе.
М n + А n - (т) =n + М z + (р-р) +n - А z - (р-р). (1)
Константу данного равновесия называют произведением растворимости соли и обозначают L . Запишем её выражение согласно закону действующих масс учитывая, что активность чистого растворенного вещества равна 1 (стандартное состояние).
L = a + n + ×a - n - = n + × n - ×g ± n , (2)
где n = n + + n - , а среднеионный коэффициент активности g ± = (g + n + ×g - n -) 1/ n . Выражение (2) используют для расчета концентрации ионов в насыщенных растворах. Значения произведений растворимости берут в справочнике или вычисляют по величине энергии Гиббса растворения соли.
Вычисление произведения растворимости малорастворимого электролита по его растворимости
Зная растворимость какого-либо малорастворимого электролита, можно вычислить его произведение растворимости, а по значению произведения растворимости электролита - растворимость этого электролита в воде и в растворе, содержащем одноимен-ный ион.
Для вычисления произведения растворимости данного электролита по известной растворимости его следует:
составить схему диссоциации электролита, произведение
растворимости которого нужно вычислить;
выразить произведение растворимости электролита через произведение концентраций его ионов;
вычислить растворимость вещества в моль/дм 3 ;
пользуясь уравнением диссоциации и значением растворимости, полученной по п. 3, вычислить равновесную концентрацию каждого иона;
подставить значение концентрации ионов, найденной по п. 4, в выражение произведения растворимости (п. 2) и произвести необходимые вычисления.
Пример 1. Вычислить произведение растворимости СаСОз, если при 20°С в 1 л насыщенного раствора содержится 6,9 мг=6,9-10 -3 г СаСОз. Решение.
Уравнение диссоциации
СаСО 3 Са 2+ CО 3 .
Выражение произведения растворимости
ПР = [Са 2+ ] [СО 2- ].
3. Для вычисления растворимости СаСОз (в моль/дм 3) находим значение 1 моля СаСОз: он равен 100,09 г. Отсюда растворимость СаСОз равна
.
При диссоциации каждого моля СаСОз образуется 1 г-ион Са 2+ и 1 г-ион СО 3 2- . Следовательно, ионы Са 2+ и СОз 2 " находятся в растворе в одинаковой концентрации, равной растворимости соли:
[Са 2+ ] = 6,9-
10- 5 г-ион/дм 3 и [СОз 2 -] = 6,9-10- 5 г-ион/дм 3 .
Подставив значение концентраций ионов Са 2+ и СОз 2- в выражение произведения растворимости, получим
ПР СаСОз = 6,9 ∙ 10 -5 ∙ 6,9 ∙ 10 -5 = 47,61 ∙ 10 -10 = 4,8∙ 10 -9 .
3. Вычисление растворимости электролита в воде по известному произведению растворимости
Чтобы произвести соответствующие расчеты, следует:
составить уравнение диссоциации вещества, растворимость которого требуется вычислить;
выразить произведение растворимости вещества через произведение концентраций его ионов;
обозначить растворимость вещества через х моль/дм 3 ;
пользуясь уравнением диссоциации вещества, вычислить равновесную концентрацию каждого иона его;
подставить найденное в (п. 4) значение концентраций ионов в выражение произведения растворимости (п. 2) и произвести вычисления.
Пример 1. Вычислить растворимость AgBr в мг/дм 3 , если известно, что ПР(AgBr) равно 5,3∙ 10 -13 .
Уравнение диссоциации
Обозначим растворимость AgBr через х моль/дм 3 .
Концентрация ионов Ag+ равна концентрации ионов Вr - , т.е.
= [Вr - ].
1.Произведение растворимости
ПР(AgBr) = ∙ [Вr - ].
2.Так как в растворе происходит полная диссоциация растворенной соли, концентрация каждого иона равна концентрации соли, т. е. ее растворимости в моль/дм 3:
= x и [Вr - ] = х.
3.Подставляем эти значения в выражение произведения растворимости
ПР (AgBr) = х ∙ х = х 2 .
Так как по условию задачи
ПР(AgBr) =5,3 ∙ 10 -13 , то 5,3 ∙ 10 -13 =х 2 .
4.Решаем полученное уравнение и вычисляем растворимость в моль/дм 3 и растворимость AgBr в миллиграммах на 1 дм 3:
5,3 ∙ 10 -13 = х 2 ; х = ∙ моль/дм 3 .
Итак, в 1 дм 3 насыщенного раствора растворено 7,3 ∙10 -7 моль, поскольку 1 моль AgBr равен 187,8 г, растворимость AgBr составляет
187,8 ∙ 7,3 ∙ 10 -7 = 1,37 ∙ 10 -4 г/см 3 =0,14 мг/дм 3 .
Пример 2. Вычислить растворимость Mg(OH) 2 в мг/дм 3 , если
ПР Mg(ОН) 2 рав-но 6,0- 10- 10 .
1.Уравнение диссоциации
Mg(OH) 2 Mg 2+ + 2ОН-.
2.Выражение произведения растворимости
ПР Mg(OH) 2 = [ОН] 2 .
3.Обозначив растворимость Mg(OH)2 через х моль/дм 3 , получаем
X и [ОН-]=2х.
4.Подставляем эти значения в выражение произведения растворимости
ПР Mg(ОН) 2 =х∙х 2 =х 3
4х 3 =6,0 - ∙10 -10 х 3 =1,5∙10 -10
Итак, растворимость Mg(OH) 2 равна 5,31 -10 -4 моль/дм 3 . Так как 1 моль Mg(OH) 2 равен 58,33, растворимость Mg(OH) 2 составляет:
58,33 ∙ 5,31 ∙ 10 -4 = 310 ∙ 10 -4 = 31,0 ∙ 10 -3 г/дм 3 =31,0 мг/дм 3 .
Для более точного вычисления произведений растворимости следо-вало бы пользоваться не концентрациями ионов малорастворимого электролита, а их активностями, так как в растворе электролита дейс-твуют межионные силы. Если учитывать эти силы, то выражение ПР для того же сульфата бария приобретает иной вид:
ПР (BaSO 4) = a (Ba 2+) a (SO 4 2–).
Вопросы для самоконтроля
1. Произведением растворимости труднорастворимых веществ называют…
2. Для ненасыщенного раствора BaSO 4 выражение ПР имеет вид…
3. Для насыщенного раствора Pb 3 (PO 4) 2 выражение ПР имеет вид…
4. ПР(CdS)=7,9 ∙ 10 -27 , ПР(СuS) =6,3 ∙ 10 -36 .Менее растворимым является…
5. ПР(FeS) = 3,2 ∙ 10 -18 . Рассчитайте растворимость FeS моль/дм 3 и г/дм 3 .
6. Растворимость AgCl равна 1,2 ∙ 10 -5 моль/дм 3 .Рассчитайте ПР(AgCl).
Изучив материал «Произведение растворимости», вы должны знать:
- произведение растворимости как характеристику растворимости труднорастворимых веществ;
Порядок вычисления произведения растворимости малорастворимого электролита по его растворимости в моль и г/дм 3 для бинарных соединений;
Порядок вычисления растворимости электролита в воде в моль и г/дм 3 по известному произведению растворимости для бинарных соединений.
уметь:
Пользоваться таблицей ПР малорастворимых веществ для сравнение их растворимости;
Проводить расчеты величины ПР по растворимости вещества и наоборот, растворимости по известной величине ПР для бинарных соединений.
Тема 5. Концентрация ионов водорода в воде
1. Диссоциация воды. Водородный и гидроксильный показатели
2. Определение рН раствора в ходе анализа
3. Буферные растворы
Диссоциация воды. Водородный и гидроксильный показатели
Вода - очень слабый электролит. Чистая дистиллированная вода не проводит электрический ток. Но незначительно вода все же диссоциирует. Уравнение ее диссоциации имеет вид:
Н 2 О ↔ Н + + ОН ─ .
Концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов в воде очень маленькие.
Было доказано, что для воды и разбавленных водных растворов электролитов произведение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов – величина постоянная, она называется ионным произведением воды и при 25 0 С равна 10 -14 . Ионное произведение воды
[Н + ] [ОН ─ ] = КН 2 О,
КН 2 О = 10 -14 (при 25 0 С).
Постоянство ионного произведения воды дает возможность вычислить концентрацию ионов водорода, зная концентрацию гидроксид-ионов, и наоборот:
[Н + ] [ОН ─ ] = КН 2 О,
10 -14 / [ОН ─ ],
[ОН ─ ] = 10 -14 / .
Рассмотрим таблицу, в которой показано соотношение между концентрацией ионов водорода и гидроксид-ионов в растворе с учетом ионного произведения воды.
Таблица 5
Соотношение между концентрацией ионов [Н + ], [ОН - ]
В зависимости от соотношения между концентрациями ионов водорода и гидроксид-ионов различают три типа сред:
щелочная, когда < [ОH ─ ]и в растворе преобладают гидроксид-ионы, кислая, когда > [ОH ─ ], и нейтральная, когда = [ОH ─ ].
Водородный показатель Для характеристики сред растворов очень удобно использовать так называемый водородный показатель рН (пэ-аш), введенный датским химиком Сёренсеном. Водородным показателем рН называется отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода в растворе:
рН = ─ lg .
Десятичным логарифмом данного числа называется показатель степени, в которую нужно возвести 10, чтобы получить данное число.
Например:
10 ─ 4
lg 10 ─ 4 = ─ 4,
─lg 10 ─ 4 = 4,
или, если концентрация ионов водорода равна 10 -8 , тогда рН, то есть отрицательный десятичный логарифм этого числа, равен 8 и т.д.
При рН >7 среда щелочная, рН=7 – нейтральная, рН<7 – кислая.
Гидроксидный показатель – это отрицательный десятичный логарифм концентрации иона ОН- :
рОН=-lg[ОН - ],
рН + рОН=14.
Для расчета рН оснований подставим вместо выражение 10 -14 / [ОН ─ ], и получим формулу:
рН = ─lg (10 -14 / [ОН ─ ]) (расчет рН оснований).
2,310 ─ 6 ; рН=-lg 2,310 ─ 6 = 6- lg 2,3=6-0,36=5,64,
рН + рОН=14
рН=14-рОН=14-5,64=8,36.
Вопросы для самоконтроля
1. Какова среда раствора если рН=3?
2. Какова среда раствора если рН =9?
5. Рассчитайте рН и рОН если =5,210 -8 .
Для одноосновных кислот, одна молекула кислоты диссоциирует с образованием одного иона водорода. Следовательно, концентрация ионов водорода равна концентрации кислоты, если степень диссоциации равна 100%, то есть кислота сильная и необратимо диссоциирует. Или концентрация ионов водорода равна произведению степени диссоциации на концентрацию кислоты, если степень диссоциации кислоты меньше 100%.
Значит, значение рН для одноосновных кислот можно рассчитать по формуле:
рН = ─ lg (α . c HX),
а для однокислотных оснований, с учетом ранее полученных формул,
рН = ─lg (10 -14 / α . c MOH).
2. Определение рН раствора в ходе анализа
Существуют различные методы измерения рН. Количественно кислотность среды определяют с помощью специальных приборов, которые называются рН-метры. Качественно тип среды и рН водных растворов электролитов определяют с помощью индикаторов – веществ, которые обратимо изменяют свой цвет в зависимости от среды растворов. На практике как вы знаете, используют такие индикаторы как лакмус, метилоранж, метиловый красный и фенолфталеин и другие.
Многие природные цветы, ягоды, листья и корни содержат окрашенные вещества и способны, попадая в кислую или щелочную среду, изменять свой цвет. Цветы ириса, темные тюльпаны, розы, анютины глазки, мальва, отвар малины, ежевики, черники, голубики, черной смородины, листья краснокочанной капусты и сок свеклы являются своего рода природными индикаторами. Получить такой индикатор не трудно, нужно просто сделать отвар или сок какого-то природного сырья. Так, например, виноградный сок, имеющий темно-коричневый цвет, в кислой среде становится красным, в щелочной - зеленым. Синий ирис в кислоте красный, а в щелочи зелено-голубоватый. Домашние хозяйки давно заметили, что если в борщ перед концом варки добавить немного пищевой кислоты (уксусной или лимонной), то он становится ярко-красным.
Буферные растворы
Буферными называют растворы, рН которых практически не изменяется при добавления к ним небольших количеств сильной кислоты или щелочи, а также при разведении. Простейший буферный раствор – это смесь слабой кислоты и соли, имеющей с этой кислотой общий анион (например, смесь уксусной кислоты СН 3 СООН и ацетата натрия СН 3 СООNa), либо смесь слабого основания и соли, имеющей с этим основанием общий катион (например, смесь гидроксида аммония NH 4 OH с хлоридом аммония NH 4 Cl).
3.1 Классификация кислотно-основных буферных систем
Для анализа применяют буферные системы трех типов.
3.1.1 Слабая кислота и ее анион А - /НА:
ацетатная буферная система СН 3 СОО - /СН 3 СООН в растворе СН 3 СООNa и СН 3 СООН, область действия рН 3, 8 – 5, 8.
Водород-карбонатная система НСО 3 - /Н 2 СО 3 в растворе NaНСО 3 и Н 2 СО 3 , область её действия – рН 5, 4 – 7, 4.
3.1.2 Слабое основание и его катион В/ВН + :
аммиачная буферная система NH 3 /NH 4 + в растворе NH 3 (NH 4 OH) и NH 4 Cl,
область ее действия – рН 8, 2 – 10, 2.
3.1.3 Анионы кислой и средней соли или двух кислых солей:
карбонатная буферная система СО 3 2- /НСО 3 - в растворе Na 2 CO 3 и NaHCO 3 , область ее действия рН 9, 3 – 11, 3.
Фосфатная буферная система НРО 4 2- /Н 2 РО 4 - в растворе Nа 2 НРО 4 и NаН 2 РО 4 , область ее действия рН 6, 2 – 8, 2.(могут быть и такие: Na 2 HPO 4 + Na 3 PO 4 ; Н 3 РО 4 + NaH 2 PO 4).
Эти солевые буферные системы можно отнести к 1-му типу, т. к. одна из солей этих буферных систем выполняет функцию слабой кислоты. Так, в фосфатной буферной системе анион Н 2 РО 4 - является слабой кислотой.
Механизм буферного действия
Его можно понять на примере ацетатной буферной системы СН 3 СООNa - /СН 3 СООН, в основе действия которой лежит кислотно-основное равновесие:
СН 3 СООН СН 3 СОО - + Н + ; (рК а = 4, 8).
Главный источник ацетат-ионов – сильный электролит СН 3 СООNa:
СН 3 СООNa 
СН 3 СОО - + Na + .
При добавлении сильной кислоты сопряженное основание СН 3 СОО - (соль (СН 3 СООН) связывает добавочные ионы Н + , превращаясь в слабую уксусную кислоту:
СН 3 СОО - + Н + СН 3 СООН
(кислотно-основное равновесие смещается влево, по Ле Шателье).
Уменьшение концентрации анионов СН 3 СОО - точно уравновешивается повышение концентрации молекул СН 3 СООН. В результате происходит небольшое изменение в соотношении концентраций слабой кислоты и ее соли, а следовательно, и незначительно изменяется рН.
При добавлении щелочи протоны уксусной кислоты (резервная кислотность) высвобождаются и нейтрализуются добавочные ионы ОН - , связывая их в молекулы воды:
СН 3 СООН + ОН - СН 3 СОО - + Н 2 О
(кислотно-основное равновесие смещается вправо, по Ле Шателье).
В этом случае также происходит небольшое изменение в соотношении концентраций слабой кислоты и ее соли, а следовательно, и незначительное изменение рН. Уменьшение концентрации слабой кислоты СН 3 СООН точно уравновешивается повышение концентрации анионов СН 3 СОО - .
Таким образом буферное действие раствора обусловлено смещением кислотно-основного равновесия за счет связывания добавляемых в раствор ионов Н + и ОН - в результате реакции этих ионов и компонентов буферной системы с образованием малодиссоциированных продуктов.
Способность буферного раствора сохранять рН по мере прибавления сильной кислоты или щелочи приблизительно на постоянном уровне далеко не беспредельна и ограничена величиной так называемой буферной емкости В. За единицу буферной емкости обычно принимают емкость такого буферного раствора, для изменения рН которого на единицу требуется введение сильной кислоты или щелочи в количестве 1 моль эквивалента на 1дм 3 раствора. Т. е. это величина, характеризующая способность буферного раствора противодействовать смещению реакции среды при добавлении сильных кислот или сильных оснований.
Буферная емкость, как следует из ее определения, зависит от ряда факторов:
Чем больше количества компонентов кислотно-основной пары основание/ сопряженная кислота в растворе, тем выше буферная емкость этого раствора (следствие закона эквивалентов).
Буферная емкость зависит от соотношения концентраций компонентов буферного раствора, а следовательно, и от рН буферного раствора.
Пример 1. Объясните буферное действие аммонийной буферной смеси (NH 4 OH+NH 4 Cl).
Выполнение. Данная буферная смесь состоит из слабого основания NH 4 OH и его соли NH 4 Cl. При добавлении к этой смеси небольшого количества разбавленной сильной кислоты, например, HCl она взаимодействует с NH 4 OH по уравнению:
NH 4 OH + HCl=NH 4 Cl + HOH.
Ион Н + в результате этой реакции оказался в составе слабого электролита HOH
и не может оказать влияния на изменение концентрации ионов Н + , на рН раствора.
При добавлении к аммонийной буферной смеси небольшого количества разбав- ленного сильного основания, щелочи, например, NaOH она взаимодействует с солью NH 4 Cl по уравнению:
NH 4 Cl + NaOH NH 4 OH + NaCl.
Ион ОН - в результате этой реакции оказался в составе слабого электролита NH 4 OH и не может оказать влияния на изменение концентрации ионов Н + и ОН - ,на рН раствора.
Вывод: буферное действие аммонийного буфера (и других буферных смесей)
объясняется тем, что в составе их находятся два вещества: слабое основание или слабая кислота и их соль. Одно из этих веществ взаимодействует с сильной кислотой, а другое – с сильным основанием. В результате этих реакций ионы Н + и ОН - , входившие в состав сильных электролитов, оказываются в составе слабых электролитов и не могут оказать влияния на изменение концентрации ионов водорода и гидроксила, на рН раствора (следует помнить о буферной емкости).
Вопросы для самоконтроля
1. Буферными растворами называются такие растворы…
2. В состав формиатного буфера входят…
3. Фосфатные буферные растворы могут быть составлены из …
4. При добавлении к ацетатному буферу 1капли КОН рН не изменится т.к…
Изучив материал «Концентрация ионов водорода в воде», вы должны
знать:
что называется ионным произведением воды:
что называется: а)водородным показателем; б)гидроксильным показателем;
значения рН и рОН для кислой, нейтральной и щелочной среды растворов;
способы определения рН раствора в ходе анализа;
порядок расчета рН и рОН по известным концентрациям , и наоборот;
какие растворы называют буферными, для чего они применяются в анализе;
состав наиболее часто используемых на практике буферных смесей;
уметь:
сопоставить значения рН и рОН со средой раствора;
рассчитывать рН и рОН по известным концентрациям , и наоборот;
объяснить буферное действие буферных смесей и подобрать буферную смесь для анализа.
Тема 6. Гидролиз солей
Гидролиз солей – обменная реакция ионов некоторых солей с молекулами воды, в результате которой происходит смещение равновесия диссоциации воды за счет образования веществ слабых электролитов.Вода в незначительной мере диссоциирует на ионы:
Н 2 О Н+ + ОН–.
Произведение равновесных концентраций ионов Н+ и ОН– называется ионным произведением воды K(Н 2 О). При стандартных условиях оно составляет величину 10–14:
KН 2 О = [Н+] ∙ [ОН–] = 10 –14 .
В нейтральном растворе [Н+] = [ОН–] = 10 –14 = 10 –7 моль/л.
Методические указания для выполнения самостоятельной работы по дисциплине «Экономика отрасли» для специальности 260202 «Технология хлеба, кондитерских и макаронных
Методические указанияМетодические указания для выполнения самостоятельной работы составлены в соответствии с рабочей программой по дисциплине, рассчитаны на 25 часов, предусматривают самостоятельное изучение многих экономических проблем, позволяет ознакомиться
Отчет о самообследовании основной образовательной программы по специальности (направлению) 260202 Технология хлеба, кондитерских и макаронных изделий
Публичный отчетСпециальность 260202 – Технология хлеба, кондитерских и макаронных изделий утверждена приказом Государственного комитета Российской Федерации по высшему образованию от 5.
Рабочая программа составлена в соответствии с федеральным государственным образовательным стандартом высшего профессионального образования по направлению подготовки 260202 "Технология хлеба, кондитерских и макаронных изделий"
Рабочая программаРабочая программа составлена в соответствии с федеральным государственным образовательным стандартом высшего профессионального образования по направлению подготовки 260202 “Технология хлеба,
Методические рекомендации и контрольные задания по дисциплине «Технологическое оборудование хлебопекарного производства» для специальности 260202 «Технология хлебобулочных, кондитерских и макаронных изделий» Рассмотрено на заседании каф. Тхо
ТРУДНОРАСТВОРМЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Закон действия масс применим к гетерогенной равновесной системе, состоящей из кристаллов малорастворимого электролита (соли, основания, кислоты) и его ионов в насыщенном растворе. Рассмотрим равновесия, наблюдаемые в насыщенном растворе какого-нибудь труднорастворимого вещества, например, CaSO 4 . В этой системе осадок находится в равновесии с насыщенным раствором этого вещества:
СaSO 4 Ca 2+ + SO 4 2–
осадок раствор
При установившемся гетерогенном ионном равновесии в раствор переходит в единицу времени столько ионов, сколько их снова возвращается в осадок (вследствие ничтожно малой растворимости считаем, что степень ионизации электролита в растворе равна 1). Константа равновесия для процесса растворения осадка имеет следующий вид:
откуда, K∙ тв = ∙
Концентрация твердого вещества есть величина постоянная:
Тв = const.
Учитывая это, K∙ тв как произведение двух постоянных величин также можно считать величиной постоянной, некоторой константой, характерной для данного вещества. Эту константу называют произведением растворимости. Её обозначают через ПР:
Для насыщенного раствора сульфата кальция произведение растворимости при 25 о С найдено равным 3,72∙10 -5 г-ион 2 /л 2 .
Произведение растворимости характеризует растворимость электролитов. Для бинарных электролитов растворимость численно равна
s = √ПР.
В общем случае, если малорастворимый электролит имеет сложный состав A n B m и при его диссоциации образуется более двух ионов:
A n B m ↔ nA a + + mB b – ,
то в выражении константы равновесия записывают концентрации ионов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам n и m .
ПР = n [В b – ] m
Следовательно, для насыщенного водного раствора малорастворимого электролита произведение равновесных молярных концентраций его ионов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, при данной температуре есть величина постоянная, называемая произведением растворимости.
Сравнивая значения произведений растворимости труднорастворимых солей, можно видеть, какая из них растворяется лучше (табл. 15).
Значения ПР используются в общей химии, аналитической химии, гидрохимии, химии океана, экологии и др., т. к. позволяют количественно оценить:
условия образования и растворения осадков;
Из величины ПР вытекает условие образования и растворения осадка:
Если n [В b – ] m = ПР, то осадок находится в равновесии с раствором (насыщенный раствор);
Если n [В b – ] m > ПР, то осадок выпадает (перенасыщенный раствор);
Если n [В b – ] m < ПР, то осадок растворяется (ненасыщенный раствор).
Таблица 15.
Произведение растворимости некоторых
малорастворимых электролитов при 25 о С
|
Электролит |
Электролит |
Электролит | |||
Таким образом, если при той или иной химической реакции, произведение концентраций участвующих в ней ионов станет больше произведения растворимости, то выпадает осадок труднорастворимого вещества. И обратно, если произведение концентраций ионов данного электролита в насыщенном его растворе в результате той или иной реакции становится меньше произведения растворимости для ионов этого электролита, то осадок переходит в раствор.
Из всего сказанного выше можно сделать вывод о влиянии различных факторов на образование осадков.
Влияние концентрации растворов. Труднорастворимый электролит с достаточно большой величиной ПР нельзя осадить из разбавленных растворов. Например, осадок PbCl 2 не будет выпадать при смешении равных объемов 0,1 M растворов Pb(NO 3) 2 и NaCl. При смешивании равных объемов концентрации каждого из веществ станут 0,1 / 2 = 0,05 M или 5·10 -2 моль/л. Ионное произведение · 2 = 5·10 -2 ·(5·10 -2) 2 = 12,5·10 -5 . Полученная величина меньше ПР(PbCl 2), следовательно выпадения осадка не произойдет.
Влияние количества осадителя. Для возможно более полного осаждения употребляют избыток осадителя. Например, осаждаем соль BaCO 3:
BaCl 2 + Na 2 CO 3 → BaCO 3 ↓ + 2NaCl.
После прибавления эквивалентного количества Na 2 CO 3 в растворе остаются ионы Ba 2+ , концентрация которых обусловлена величиной ПР. Повышение концентрации ионов CO 3 2- , вызванное прибавлением избытка осадителя (Na 2 CO 3), повлечет за собой соответственное уменьшение концентрации ионов Ba 2+ в растворе, т.е. увеличит полноту осаждения этого иона.
Влияние одноименного иона. Растворимость труднорастворимых электролитов понижается в присутствии других сильных электролитов, имеющих одноименные ионы. Если к ненасыщенному раствору BaSO 4 понемногу прибавлять раствор Na 2 SO 4 , то ионное произведение, которое было сначала меньше ПР(BaSO 4) (1,1·10 -10), постепенно достигнет ПР и превысит его. Начнется выпадение осадка.
Это используют, например, при осаждении ценных металлов. Например, ПР AgCl в воде =1,6×10 -10 . Концентрация серебра в таком растворе над AgCl будет
Много это или мало? Это 1,4 мг серебра, выливаемого с каждым литром промывных жидкостей на кинофабрике. Если же мы будем промывать не водой, а 0,1н раствором NaCl, то
ПР/ = 1.6×10 -9 моль/л,
т.е. концентрация серебра, уносимая в растворе, уменьшится в 10 000 раз.
Влияние температуры. ПР является постоянной величиной при постоянной температуре. С увеличением температуры ПР возрастает, поэтому осаждение лучше проводить из охлажденных растворов.
Растворение осадков. Правило произведения растворимости важно для переведения труднорастворимых осадков в раствор. Предположим, что надо растворить осадок BaСO 3 . Раствор, соприкасающийся с этим осадком, насыщен относительно BaСO 3 .Это означает, что
· = ПР(BaCO 3).
Если добавить в раствор кислоту, то ионы H + свяжут имеющиеся в растворе ионы CO 3 2- в молекулы непрочной угольной кислоты:
2H + + CO 3 2- → H 2 CO 3
Вследствие этого резко снизится концентрация иона CO 3 2- , ионное произведение станет меньше величины ПР(BaCO 3). Раствор окажется ненасыщенным относительно BaСO 3 и часть осадка BaСO 3 перейдет в раствор. При добавлении достаточного количества кислоты можно весь осадок перевести в раствор. Следовательно, растворение осадка начинается тогда, когда по какой-либо причине ионное произведение малорастворимого электролита становится меньше величины ПР. Для того, чтобы растворить осадок, в раствор вводят такой электролит, ионы которого могут образовывать малодиссоциированное соединение с одним из ионов труднорастворимого электролита. Этим объясняется растворение труднорастворимых гидроксидов в кислотах
Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O
Ионы OH‾ связываются в малодиссоциированные молекулы H 2 O.
Зная ПР, можно объяснить, почему одни вещества растворяются, а другие – нет. И наоборот, легко объяснить, почему одни вещества выпадают в осадок, а другие – нет.
Например, FeS растворяется в соляной кислоте, а СuS – нет:
FeS + 2HCl → FeCl 2 + H 2 S
Величины значений ПР(FeS) = 3,7·10 –19 , ПР(CuS) = 8,5·10 –45 .Отсюда следует, что в случае сульфида меди в насыщенном растворе находится очень мало ионов S 2– , и молекулы H 2 S не будут образовываться, а, следовательно, равновесие в насыщенном растворе сульфида меди не будет нарушаться. Осадок не будет растворяться. В случае же сульфида железа (II) сульфид-ионов достаточно для образования молекул H 2 S, и равновесие сдвигается вправо. Осадок сульфида железа (II) растворяется.
Другой пример: FeS не осаждается из раствора с помощью H 2 S и осаждается раствором (NH 4) 2 S:
FeCl 2 + H 2 S ≠
FeCl 2 + (NH 4) 2 S = FeS↓ + 2NH 4 Cl
Сероводородная кислота является слабой (К 2 = 1·10 –14). Отсюда ионов S 2- недостаточно для выполнения условия
> ПР,
и осадок не выпадает.
Сульфид аммония – сильный электролит, и сульфид-ионов достаточно для выполнения вышеуказанного условия. А это приводит к выпадению осадка.
Произведение растворимости можно использовать для селективного разделения ионов осаждением из растворов.
Например, рассмотрим осаждение ионов Ba 2+ и Sr 2+ из раствора, содержащего 0,010 моль/л BaCl 2 и 0,020 моль/л SrCl 2 , используя концентрированный раствор Na 2 SO 4 .
ПР сульфатов бария и стронция определяется соотношениями
ПР = = 1,5·10 –9 ;
ПР = = 7,6·10 –7 .
Следовательно, осаждение сульфата бария при наличии 0,010 моль/л ионов Ва 2+ не будет происходить до тех пор, пока концентрация иона SO 4 2- не достигнет величины
1,5·10 –9 / 0,010 = 1,5·10 –7 моль/л.
Осаждение сульфата стронция начнётся при концентрации сульфат-иона, равной
7,6·10 –7 / 0,020 = 3,8·10 –5 моль/л.
Следовательно, ионы бария начнут осаждаться первыми. При достижении концентрации сульфат-ионов величины 3,8·10 –5 моль/л начнется осаждение сульфата стронция. К тому времени в растворе останется
1,5·10 –9 / 3,8·10 –5 = 3,9·10 –5 моль/л.
Это составит только 0,39% от исходного количества ионов бария. Остальные 99,6% ионов бария будут осаждены до начала выпадения осадка сульфата стронция.