Повна версія

Головна arrow Природознавство arrow ЗАГАЛЬНА ХІМІЯ

  • Увеличить шрифт
  • Уменьшить шрифт


<<   ЗМІСТ   >>

РЕАКЦІЇ ОСВІТИ МАЛОРОЗЧИННИХ СОЛЕЙ І ГІДРОКСИДІВ

На освіту опадів при змішуванні розчинів солей і гідроксидів засновані найпростіші хімічні дослідження. Вони дозволяють встановити присутність або відсутність в розчинах тих чи інших катіонів та аніонів. Осадження речовин по обмінним реакцій з розчинів застосовується також для отримання дрібнодисперсних препаратів. Карбонат кальцію для зубної пасти проводиться не розмелюванням природного крейди, а осадженням з розчину по реакції між хлоридом кальцію і карбонатом натрію.

Нерозчинні у воді речовини утворюються в результаті іонного обміну між вихідними іонними речовинами. Іонообмінні реакції є кислотно-основними, якщо розглядати їх з позицій електронної теорії Льюїса. Катіони грають роль акцепторів електронних пар, тобто кислот, а аніони - донорів, тобто підстав.

Нерозчинні речовини - це умовне поняття, що означає дуже малу розчинність - менше 0,01%. Насправді між рідкою фазою (водою) і твердою фазою (осадом) встановлюється рівновага, і певну кількість «нерозчинного» речовини все-таки присутня в розчиненому стані. Якщо речовина має іонну кристалічну структуру, то в розчин воно переходить у вигляді іонів, і розчинення можна представити у вигляді реакції

Ця реакція характеризується константою рівноваги, званої константою розчинності:

Рівняння ЗДМ (14.7) записано без знаменника, так як концентрація твердої речовини, згідно з прийнятим раніше умові, вважається дорівнює одиниці. Константи розчинності деяких малорозчинних солей наведені в табл. 14.5.

Таблиця 145

Константи розчинності деяких солей і гідроксидів

речовина

K,

AgBr

5,3 10 13

Ag 2 C () 3

8,46 10 12

AgCl

Про

Про

г-

Agl

8,52 10 17

AgN () 2

1.6 10 4

Ag 3 P0 4

8,89 10 17

Ag 2 S0 4

1,2-10 5

BaC0 3

2,58-10 9

BaC 2 0 4

1,1-10 7

BaF 2

1,84 10 7

BaS0 3

5,0 10 10

BaS0 4

1,08-10 10

CaC0 3

3,36 10 9

CaC 2 0 4

2,32-10-®

CaF 2

3,45-10 11

речовина

K,

Са (ОН) 2

5,02 -10 6

Са 3 (Р () 4 ) 2

2,07-10- 33

CaS0 4 -2H 2 0

3,14-10 ' 5

CuS

6,3-10 36

Fc (() H) 2

4,87-10 17

Fe (OH) 3

2,79 10 39

FeS

5-10 18

KC1 () 4

1,05-10- 2

LiOH

4-10 2

U 3 P0 4

2,37-10 11

Mg (OH) 2

5,61 -10 12

PbCl 2

1,7-10 5

PbF 2

3,3 -10 8

Pbl 2

9,8-10 a

ZnC0 3

1,46 10 10

Малорозчинна сіль характеризується малою константою розчинності.

При змішуванні розчинів, що містять окремо іони, що утворюють нерозчинний речовина, виникає нестійкий пересичений розчин і, як правило, в той же момент утворюється тверда фаза, що переходить в осад. Замість осаду іноді утворюється колоїдний розчин.

Осад утворюється при Пс> Ks.

Осад не утворюється або розчиняється, якщо він є, при Пс < Ks. Стан рівноваги (насичений розчин) настає при Пс = Ks.

Виведемо рівняння, що зв'язують розчинність і константи розчинності для електролітів найбільш часто зустрічається іонного складу КА і К 2 А (КА 2 ). Формули і розрахунки наведені в табл. 14.6.

Таблиця 14.6

Зв'язок між константами розчинності і розчинність для солей типу КА і КА2

сіль

оксалат кальцію

фторид кальцію

Формула

Сас 2 0 4 (тип КА)

CaF 2 (тип КА 2 )

реакція розчинення

Саса = Са 2+ + С 2 0 | -

CaF 2 = Са 2+ + 2F "

початкові концентрації

1 0 0

1 0 0

рівноважні концентрації

1 s S

1 5 2s

ЗДМ

K s = с (Са 2+ ) - з (С 2 0 |) або K s = s 2

K s = с (Са 2+ ) - c 2 (F) або К, = 4s 3

K s за довідником

K s = 2,32-10 ~ 9

K s = 3,45- 10 "

Обчислення розчинності, моль / л

5 = ^ = 4,82-10 5

s = ? | - = 2,01 • 10 -4

М г солі

128

78

Розчинність, мг / л

6,17

16,0

За даними табл. 14.6 можна зробити наступні висновки:

  • - вираз ЗДМ для рівноваги розчинності залежить від іонного типу солі;
  • - розчинність солей різного іонного типу розраховується за різними формулами;
  • - порівнювати розчинність за значеннями констант розчинності можна тільки для солей одного і того ж іонного типу. В розібраних прикладах сіль з меншою константою розчинності виявилася більш розчинної.

Розчинність солей К "А." Вьшажается загальної формулою

У присутності розчинної солі з однойменними іонами по відношенню до малорастворимой солі розчинність цієї солі знижується.

Приклад 14.10. Розглянемо розчин оксалату натрію (концентрація ОД моль / л) з осадом оксалату кальцію. Яка розчинність оксалату кальцію?

Рішення. Розчин з самого початку містить оксалат-іони, з 02 0 |) = = 0,1 моль / л. При насиченні цього розчину оксалатом кальцію в розчині з'являться іони Са 2+ в концентрації s ' і на таку ж величину підвищиться концентрація оксалат-іонів. Напишемо вираз ЗДМ:

Нехтуючи малим значенням 5 'в порівнянні з з 0 , отримаємо

Розчинність оксалату кальцію в розчині оксалату натрію в порівнянні з розчинністю в чистій воді (див. Табл. 14.6) зменшилася приблизно в 2000 разів внаслідок зсуву рівноваги

вліво.

Солі, що не містять однойменних іонів по відношенню до малорастворимое електроліту, теж впливають на розчинність, але в цьому випадку спостерігається збільшення розчинності. Розчинна у воді сіль, будучи сильним електролітом, надає розчину певну іонну силу, внаслідок чого знижується активність іонів малорастворимой солі. З'являється можливість розчинення додаткової кількості солі - розчинність підвищується.

Явище збільшення розчинності в присутності сторонніх солей називається сольовим ефектом.

Ионообменная реакція може йти між речовиною в розчині і осадом малорастворимого речовини. Реакція цього типу між двома солями йде повільно. Напрямок такої реакції залежить від констант розчинності вихідного осаду і продукту реакції. Розглянемо реакцію між нерозчинним сульфатом барію і розчином карбонату натрію. Чи буде йти заміщення одного осаду на інший? Напишемо реакцію і умовно розділимо її на стадію розчинення вихідної речовини і стадію освіти нового осаду:

Константа рівноваги послідовних реакцій дорівнює добутку констант окремих стадій. Для другої стадії слід взяти зворотне значення константи, так як процес розглядається не в напрямку розчинення, а в напрямку осадження. Обчислюємо константу сумарною реакції:

Константа рівноваги менше одиниці приблизно в 50 разів. Рівновага зрушено вліво, і процес, відповідно до ЗДМ може йти лише до тих пір, поки концентрація переходять у розчин іонів SO | "не перевищить - 1/24 від концентрації СО3". Для досить повного перетворення осаду сульфату барію в карбонат барію треба було б або взяти великий надлишок розчину карбонату натрію, або кілька разів змінити розчин над осадом. Інакше відбувалися б обмінні реакції опадів BaS0 4 і ВаСО е з сильною кислотою, наприклад НС1. Сульфат барію не розчиняється у кислоті, так як наявні в розчині іони Н + не реагують з аніонами БО ^ осаду. У разі карбонату барію іони Н + утворюють з іонами СО | ~ слабку і нестійку вугільну кислоту, що веде до розчинення осаду і виділення вуглекислого газу:

Сульфат барію як сіль важкого елементу, сильно поглинає рентгенівські промені, застосовується для рентгеноскопії шлунка. Для цього хворий повинен прийняти значну порцію густий суспензії сульфату барію. Застосування для цієї мети карбонату барію категорично не припустимо, тому що ця сіль реагувала б з кислотою шлункового соку і небезпечні для життя іони барію потрапляли б в кров.

 
<<   ЗМІСТ   >>