Условия образования и выпадения осадка

2015-12-13

11031

Обсуждений (0)

0.00 из 5.00 0 оценок

Осадок малорастворимого электролита образуется тогда, когда после смешивания растворов реагентов произведение молярных концентраций веществ катионов и анионов буде большим, чем ПР осадка при данной температуре (ИП > ПР осадка):

þ [А⁺]^а·[В^-]^b> ПР(А_аВ_b) – образование осадка (пересыщенный раствор, преобладает процесс осаждения, процесс растворения термодинамически невозможен). При небольшом превышении ПР раствор стает пересыщенным, но осадок некоторое время не выпадает.

þ [А⁺]^а·[В^-]^b = ПР(А_аВ_b) – осадок не выпадает (насыщенный раствор, динамическое равновесие).

þ [А⁺]^а·[В^-]^b < ПР(А_аВ_b) – растворение осадка (ненасыщенный раствор).

Осаждение можно считать практически полным, если в растворе остаётся такое количество вещества осаждаемых ионов, которое не мешает в дальнейших операциях разделения и выявления ионов. (ПР ≠ 0, осаждение никогда не бывает полным).

Для более полного осаждения к раствору добавляют избыток реагента-осадителя, но большой избыток осадителя вызывает растворение осадка (солевой эффект).

Влияние электролитов на растворимость осадков:

Ø Растворимость малорастворимого вещества в присутствии других электролитов, имеющих с ним общие ионы, меньше растворимости в чистой воде;

Ø Растворимость малорастворимого осадка в воде увеличивается при добавлении к нему раствора сильного электролита, который не содержит общего иона с осадком (солевой эффект).

Солевой эффект – это повышение растворимости малорастворимых электролитов, находящихся в равновесии с осадком, при добавлении к ним сильных электролитов, которые не содержат одноименных ионов с осадком.

Растворимость малорастворимого электролита в присутствии другого электролита, не содержащего с ним одноименных ионов, увеличивается, что объясняется увеличением ионной силы растворы и уменьшением коэффициента активности каждого из ионов.

Для плохо растворимого электролита: ДР(А_аВ_b) = [А⁺]^а · [В^-]^b∙ f (А⁺) ∙f (B^-),

где f (А⁺) и∙f (B^-) – коэффициенты активности ионов.

Так как произведение растворимости – величина постоянная, поэтому при увеличении ионной силы раствора концентрация ионов малорастворимого электролита увеличивается, что приводит к увеличению растворимости осадка.

Ø Чем меньше тенденция к переходу осадка в раствор, тем меньше произведение растворимости и растворимость соответствующего соединения;

Ø Направление реакции обмена между двумя электролитами в растворе определяется возможностью образования между ионами малорастворимого соединения, выпадающего в осадок (чем меньшая растворимость образованного малорастворимого соединения, тем сильнее смещено равновесие в сторону её образования).

Наряду с образованием осадка в качественном анализе большое значение имеет и растворение осадка, который является обратным процессу образования:

СаSO₄(твердая соль) ↔ Са²⁺ + SO₄^2-(ионы в растворе)

Сдвиг гетерогенного равновесия вправо может происходить в следующих случаях:

ü происходит связывание ионов в растворе в другой, менее растворимый осадок;

Растворение осадка не происходит, но такая операция позволяет определить в растворе анион или катион, входящий в первоначальный осадок. Соединение, которым проводится обработка, должно быть хорошо растворимо и полностью диссоциировано на ионы.

СdC₂O₄(ПР = 2,2·10^-8) + Рb(NO₃)₂ ↔ PbC₂O₄ (ПР = 8,3·10^-12) + Сd²⁺ + 2NO₃^-;

ü происходит реакция комплексообразования с участием ионов металла;

ü анион переходит в малодиссоциирующую кислоту;

ü происходит восстановление или окисление ионов.

Растворимость осадков зависит от:

a Концентрации ионов водорода (растворимость осадков в кислотах).

Диссоциация малорастворимого соединения:ВаСО₃ « Ва²⁺ + СО₃^2-

При действии на осадок ВаСО₃ кислоты (ионов Н⁺) равновесие между осадком и раствором смещается вправо (согласно принципу Ле Шателье) потому, что карбонат-ион связывается с ионами водорода с образованием слабой угольной кислоты:

2Н⁺+ СО₃^2- = Н₂СО₃,

Которая разлагается с выделением СО₂; соответственно уменьшается концентрация карбонат-ионов СО₃^2-. Как результат – увеличение растворимости осадка ВаСО₃.

Действие кислоты на осадок зависит от:

· Значения произведения растворимости малорастворимой соли(чем больше ПР соли, тем большая растворимость осадка этой соли);

· Величины константы диссоциации образованной слабой кислоты (чем меньше К_дис. слабой кислоты, тем большая растворимость осадка).

a Температуры

Если растворимость вещества в воде сопровождается поглощением теплоты, то повышение температуры вызывает увеличение растворимости осадка (принцип Ле Шателье) – осаждение необходимо проводить на холоде.

Например, растворимость РbCI₂ при комнатной температуре равна 10,9г/л, а при 100 С – 333,8г/л.

a Природы растворителя

При добавлении к воде органических растворителей растворимость неорганических солей, как правило, уменьшается: растворимость полярных веществ в полярных растворителях больше, чем в неполярных.

Применение правила произведения растворимости в аналитической химии для:

Ø решения вопросов образования и растворения осадков;

Ø вычисления растворимости малорастворимых соединений (количество молей вещества, содержащихся в 1л насыщенного раствора при данной температуре):

S(А_аВ_b) = , [S] ‑[моль/л]

Ø решения вопросов последовательности образования и выпадения осадков (действие групповых реактивов).

Дробное осаждение – это метод, с помощью которого одним и тем же осадителем последовательно разделяют несколько ионов, пользуясь разными величинами произведения растворимости образованных соединений. В качественном анализе используют в тех случаях, когда осадки отличаются по внешнему виду (окрашивание).

Сущность: сначала выпадает в осадок соединение, произведение растворимости которого имеет меньшую величину.

Гидролиз солей

Гидролиз– это обменное взаимодействие веществ с водой, при которой составные части этого вещества соединяются с составными частями воды. Гидролизу могут подвергаться химические соединения разных классов: соли, жиры, углеводы, белки.

Сущность процесса гидролиза: ионы соли связывают составные части воды (Н⁺ та ОН^-) с образованием малодиссоциированного электролита. Вследствие этого равновесие в реакции диссоциации воды смещается вправо.

Химическое уравнение гидролиза Выражение константы гидролиза

Гидролиз по аниону (анион слабой кислоты):

СН₃СООNa ↔ Na⁺ + СН₃СОО^- СН₃СОО^- + НОН ↔ СН₃СООН + ОН^- СН₃СООNa + Н₂О ↔ СН₃СООН + NaОН К_г = = = = ; рН > 7, среда щелочная.

Гидролиз по катиону (катион слабого основания):

NH₄Cl ↔ NH₄⁺ + Cl^- NH₄⁺ + HOH ↔ NH₄OH + H⁺ NH₄Cl + H₂O ↔ NH₄OH + HCl К_г= = = ; рН < 7, среда кислая.

Гидролиз по катиону и аниону (катион слабого основания и анион слабой кислоты):

СН₃СООNH₄ ↔ СН₃СОО^- + NH₄⁺ CH₃COO^- + NH₄⁺ + НОН ↔ СН₃СООН + NH₄⁺ОН Реакция среды растворов таких солей определяется соотношением силы образующихся слабых электролитов. Она может приближаться к нейтральной, если константы диссоциации слабого основания и слабой кислоты близки между собой. К_г= = К(NH₄OH) = 1,76·10^-5; К(СН₃СООН) = 1,74·10^-5. рН ≈ 7.

Гидролиз может быть полным и необратимым: АІ₂S₃ + 6H₂O → 2 АІ(ОН)₃↓ + 3 Н₂S↑

Этот тип гидролиза усложняет реакции обмена между солями. Малорастворимые соли, образованные остатками очень слабых оснований и кислот, нельзя получить из водных растворов реакциями обмена, так как образуются продукты их полного или частичного гидролиза:

2FeCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O → 2Fe(OH)₃↓+ 3CO₂↑+ 6NaCl

Если рК_кисл. = рК_осн.(рН=7), реакция среды нейтральная; рК_кисл. > рК_осн. (рН>7), реакция среды щелочная; рК_кисл.< рК_осн. (рН<7), реакция среды кислая.

Значение гидролиза в природе:

ü вследствие гидролиза алюмосиликатов происходит разрушение горных пород;

ü обеспечение слабощелочной реакции среды морской воды.

Значение гидролиза в быту: стирка; мытьё посуды; умывание с мылом; процессы пищеварения.

Использование гидролиза в промышленности:

þ порча производственного оборудования;

þ производство ценных продуктов с непищевого сырья (бумага, мыло, спирт, глюкоза, белковые вещества, дрожжи);

þ очищение промышленных сточных вод и питьевой воды (гидролиз карбоната натрия, фосфата натрия используют для очищения воды и уменьшения её жёсткости);

þ подготовка ткани к покраске;

þ внесение извести в почву.

Использование гидролиза в аналитической химии:

a как характерные реакции открытия катионов Fe³⁺, Sb³⁺, Br³⁺и анионов СН₃СОО^-, SіО₃^2-,

a для разделения Cr³⁺ и Al³⁺ - ионов;

a для регулирования рН і рОН растворов (добавление NH₄⁺, СН₃СОО^-).

В практике качественного анализа чаще всего имеют дело с гидролизом солей и солеподобных соединений.

Способы усиления гидролиза:

ü разбавление растворов;

ü повышение температуры;

ü удаление продуктов гидролиза;

ü добавление к раствору: катионов – сильных комплексообразователей и анионов – сильных доноров пар электронов.

Для усиления гидролиза соли, образованной катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, необходимо добавить основание для связывания получающихся в процессе гидролиза ионов водорода: NH₄⁺ + HOH ↔ NH₄OH + H⁺

При добавлении основания произойдёт нейтрализация кислоты и динамическое равновесие сдвинется вправо, т.е. гидролиз усилится. Если же к раствору подобной соли прибавить кислоты, то гидролиз затормозится.

Чтобы усилить гидролиз соли, образованной анионом слабой кислоты и катионом сильного основания. Необходимо связать свободные ионы ОН^-, получающиеся в процессе гидролиза:

СН₃СОО^- + НОН ↔ СН₃СООН + ОН^-.

Прибавление кислоты приводит к нейтрализации основания, и динамическое равновесие сдвигается вправо, т.е. гидролиз усиливается. Если в раствор подобной соли ввести основание, то гидролиз замедлится.

Связать ионы Н⁺ и ОН^- можно в сложные анионы (НСО₃^-, НРО₄^2-) или в нейтральные молекулы слабых кислот (Н₂СО₃, СН₃СООН, Н₃ВО₃) добавлением других электролитов.

2015-12-13

11031

Обсуждений (0)

0.00 из 5.00 0 оценок

Обсуждение в статье: Условия образования и выпадения осадка

Обсуждений еще не было, будьте первым... ↓↓↓