Добуток розчинності

Теоретичні основи аналітичної хімії. Рівновага в гетерогенній систем.

Сучасні уявлення про природу кислот та основ

Застовсовуючи теорію електролітичної дисоціації С.Арреніуса не завжди можна пояснити поведінку речовин у розчинах. Тому, у 1923 році незалежно один від одного Дж. Бренстед і Т.Лоурі запропонували протолітичну теорію кислот і основ. В основі цієї теорії лежить уявлення про те, що речовина, яка розчиняється, хімічно взаємодіє з розчинником, і ця взаємодія полягає в переході протонів від однієї частинки до іншої.

Віддаючи протон, кислота перетворюється у спряжену з нею основою. Цей процес оборотний: Кислота ↔ основа+протон (Н⁺)

Основа ↔ кислота-протон (Н⁺)

Необхідною умовою протолітичної реакції є перехід протонів від кислоти до будь-якої основи. Основа – це речовина, яка здатна приєднувати протон.

Утворюється спряжена кислотно-основна пара

HCl + H₂O ↔ Cl^- + H₃O⁺

кислота 1 основа 2 основа1 кислота2

За протолітиною теорією кислоти і основи називаються протолітами.

Відповідно цієї теорії кислоти класифікуються на:

1) Нейтральні кислоти: HCl ↔ H⁺+Cl^-;

H₂SQ₄ ↔ H⁺ +HSO₄; HNO₃ ↔ H⁺+NO₃^-.

2) Аніонні кислоти – утворюються на другій чи наступній стадіях дисоціації багатоосновних кислот:

HCO₃^- ↔ H⁺+CO₃^2-; HSO₄^- ↔ H⁺+SO₄^2-

₃₎ Катіонні кислоти зустрічаються рідко (гідротовані катіони водню, або металів) H₃O⁺ ↔ H⁺+H₂O; NH₄⁺ ↔ H⁺+NH₃

Класифікація основ

1) Електронейтральні основи:

NH₃+H₂O ↔ NH₄⁺+OH^- (H₂O; NH₃; C₆H₅NH₂)

2) Аніонні основи:

CN^-+H₂O ↔HCN+OH^-; CH₃COO^- +Н₂О↔ CH₃COOH+OH^-

Амфоліти. Речовини, які одночасно виконують роль кислот і основ називаються амфолітами (вода, аміак). Вода є типовим прикладом амфоліту, молекули якого зазнають автопротолізу, тобто процесу, при якому реагують між собою дві однакові частинки (у цьому випадку дві молекули води), одна з яких як кислота, а інша як основа:

Кислоти H₂O ↔ H⁺+OH^-; NH₃ ↔ H⁺+NH₂^-

Основи H₂O+H⁺ ↔ H₃O⁺; NH₃+H⁺ ↔ NH₄⁺

2H₂O ↔ H₃O⁺+OH^-

Отже, кислотою називається речовина, яка містить водень (гідроген) і яка буре участь у кислотно-основній взаємодії в якості донора протона. Основою називається речовина, яка бере участь у кислотно-основній взаємодії в якості акцентора протона.

Гетерогенна система – це система, яка складається з кількох фаз. Реакції які відбуваються в гетерогенній системі називаються гетерогенними реакціями. У гетерогенній системі спостерігається рівновага між насиченим розчином малорозчинної речовини і осадом.

AgCl Ag⁺+Cl^-

тверда фаза, рідка фаза,

осад розчин

Стан цієї насиченої динамічної рівноваги характеризується константою рівноваги – добутком розчинності ДР

ДР_AgCl = [Ag⁺][Cl^-]

ДР – це добуток молярних концентрацій йонів у насиченому розчині малорозчинного електроліту за сталої температури і тиску.

ДР – величина стала, характерна для кожного електроліту.

ДР для електроліту, який складається більше ніж 2 йонів

ДР (MgNH₄PO₄)=a_Mg²⁺ a_NH4⁺ a_PO4^3-

ДР для електролітів, які складаються з декількох однакових йонів:

ДР_Pb3(po4)2 = a³_Pb²⁺ a²_PO4^3-

Умови утворення і випадіння осаду

Осад малорозчинного сильного електроліту утворюється тоді, коли після змішування розчинів реагентів добуток молярних концентрацій катіонів і аніонів буде більшим, ніж ДР осаду за даної температури.

Наприклад: [Ba²⁺][SO₄^2-] > ДР_BaSO4 – розчин пересичений

[Ba²⁺][SO₄^2-] = ДР_BaSO4 – рівновага, розчин насичений, осад не випадає

[Ba²⁺][SO₄^2-] < ДР_BaSO4 – розчин ненасичений, переважає процес розчинення осаду.

в ДР входить концентрація речовин в моль/л. Значення ДР вказані в довідниках.

Алгоритм обчислення можливості утворення і випадіння осаду:

1. Розрахунок молярних концентрацій речовин у розчині після змішування розчинів.

2. Визначення молярних концентрацій у розчині тих іонів, які утворюють осад.

3. Знаходження добутку молярних концентрацій іонів, які утворюють осад – знаходження іонного добутку (ІД).

4. Порівняння одержаного добутку молярних концентрацій іонів у розчині (ІД) з добутком розчинності речовини (ДР), яка випадає в осад.

Якщо ІД буде більшим ніж ДР осаду, то осад випадає.

Приклад: Чи утвориться осад, якщо до 0,01М розчину Pb(NO₃)₂ додати рівний об’єм 0,01М розчину K₂SO₄? Навести речовину осаду.

Дано:

V(Pb(NO₃)₂) = V(K₂SO₄) Pb(NO₃)₂ + K₂SO₄ = PbSO₄ ↓ + 2KNO₃

C(Pb(NO₃)₂) = C(K₂SO₄) = 0.01моль/л З довідника ДР_PbSO4 = 1.6·10^-8

Чи утвориться осад -?

1) C(Pb(NO₃)₂) = C(K₂SO₄) = 0.01моль/л: 2=0,005 моль/л (при зливанні двох рівних об’ємів розчинів загальний об’єм розчину збільшується у 2 рази, а молярна концентрація кожної речовини в розчині зменшилась у 2 рази).

2) [Pb²⁺] = C (Pb(NO₃)₂) = 0.005 моль/л

[SO₄^2-] = C (K₂SO₄) = 0.005 моль/л

3) ІД_(PbSO4) = [Pb²⁺][SO₄^2-] = 0.005 моль/л · 0,005 моль/л = 2,5 · 10^-5 моль/л

4) ІД ДР

2,5 · 10^-5 > 1.6·10^-8

отже, утворюється пересичений розчин, тому випадає осад - PbSO₄

Правило добутку розчинності справедливе лише по відношенню до малорозчинних електролітів, які посилають у розчин відносно мало іонів.

Якщо до насиченого розчину електроліту додати розчин іншого електроліту зі спільним Іоном, тоді ІД буде більший за ДР, розчин стане пересиченим, тобто випаде осад. Розчинність електролітів знижується при введенні в їх розчин будь-яких сильних електролітів з однойменним іоном.

4.2. Сольовий ефект.

Для того щоб збільшити розчинність малорозчинних електролітів використовують сольовий ефект – це підвищення розчинності в системі “осад-розчин” при додаванні сильних електролітів, які не містять однойменних іонів з осадом.

Дослідження І.В. Тананаєва показали, що розчинність PbSO₄ збільшується при додаванні до його насиченого розчину розчинів NaNO₃, KNO₃, і процес проходить тим сильніше чим більша концентрація цих солей.

Відповідно теорії сильних електролітів сольовий ефект обумовлений зменшенням коефіцієнтів активності за рахунок підвищення іонної сили розчину при проливанні електролітів, які не містять однойменних іонів.

Дата добавления: 2014-12-07