Выяснить, что влияет на величину растворимости осадка вещества

Выяснить, при каких условиях выпадает осадок.

Теоретическое обоснование:

Электролиты – вещества, водные растворы и расплавы которых проводят электрический ток. Эти вещества имеют ионную и ковалентную сильнополярную связи. Электролитами являются кислоты, основания, соли. Поведение электролитов в растворе объясняет теория электролитической диссоциации, сформулированная Сванте Аррениусом в 1887 году: Вещества, растворы которых являются электролитами, при растворении распадаются на частицы (ионы), несущие положительные и отрицательные заряды. Процесс распада электролита на ионы называется электролитической диссоциацией. Под действием электрического напряжения положительно заряженные ионы двигаются к катоду, а отрицательно заряженные – к аноду.Ионы, заряженные положительно, называются катионами, а отрица-тельно заряженные ионы – анионами. Катионами являются положительно заряженные ионы металлов, ион водорода, NH₄⁺, анионы –кислотные остатки и гидроксид-ион. Величина заряда иона совпадает с валентностью атома или кислотного остатка, а количество положительных зарядов равно количеству отрицательных. Поэтому раствор в целом электронейтрален. Процесс электролитической диссоциации изображается следующим образом:

NaCl ↔ Na⁺ + Cl‾

H₂SO₄ ↔ 2H⁺ + SO₄^2–

Теория Аррениуса объяснила многие явления, связанные со свойствами растворов электролитов, но не ответила на вопрос: почему одни вещества являются электролитами, а другие – нет, а также какую роль в образовании ионов играет растворитель.

Диссоциация солей, оснований и кислот. Характер ионов, образующихся при диссоциации разных электролитов, должен быть различен. В молекулах солей диссоциация всегда идет с образованием положительных ионов металла и отрицательно заряженных ионов кислотного остатка. Соли могут быть определены как соединения, дающие в водном растворе ионы металла и кислотного остатка

KNO₃ ↔ K⁺ + NO₃^–; Na₂SO₄ ↔ 2Na⁺ + SO₄^2–;

MgCl₂ ↔ Mg²⁺ + 2Cl^–; MgSO₄ ↔ Mg²⁺ + SO₄^2–

При растворении кислых солей в растворе образуются катионы металла и сложные анионы кислотного остатка, а также ионы, являющиеся продуктами диссоциации этого сложного кислотного остатка, в том числе H⁺.

Например:

NaHCO₃ ↔ Na⁺ + HCO₃^–; HCO₃^– ↔ H⁺ + CO₃^2–

При диссоциации основных солей образуются анионы кислотного остатка и сложные катионы, состоящие из металла и гидроксогрупп. Эти сложные катионы также способны к диссоциации. Поэтому в растворе основной соли присутствуют OH^–:

MgOHCl ↔ MgOH⁺ + Cl^–; MgOH⁺ ↔ Mg²⁺ + OH^–

Основания можно определить как соединения, дающие в водном растворе анионы гидроксила и катионы металла:

NaOH ↔ Na⁺ + OH^–; Ba(OH)₂ ↔ Ba²⁺ + 2 OH^–

Кислотами называются соединения, дающие в водных растворах ионы водорода (точнее ионы гидроксония) и анионы кислотного остатка

HNO₃ ↔ H⁺ + NO₃^–; H₂SO₄ ↔ 2H⁺ + SO₄^–

Характер электролитической диссоциации той или иной молекулы в значительной степени определяется полярностями ее валентных связей. Полярность связи водорода с кислородом в соединениях типа ROH существенно меняется в зависимости от химической природы радикала R. Если радикал характеризуется сильно выраженными металлическими свойствами, связь между ним и О резко полярна, связь же О−Н в этом случае малополярна. Наоборот, если R обладает резко выраженными неметаллическими свойствами, связи между ним и О малополярна, связь же О−Н резко полярна. Таким образом, диссоциация соединений типа ROH может происходить по двум направлениям:

R O H

Некоторые соединения, способные при одних и тех же условиях отщеплять и ионы водорода и ионы гидроксила, называются амфотерными. К амфотерным электролитам относятся Zn(OH)₂, Al(OH)₃, Cr(OH)₃ и др.Простейшим амфотерным соединением является вода, дающая при диссоциации ионы H⁺ и OH^-. Однако диссоциация воды настолько мала, что концентрация H⁺ и ОН^- в чистой воде равна 10^-7 г-ион/л. Опыт показывает, что содержание ионов в воде с течением времени не изменяется. Следовательно, наряду с процессом распада (диссоциации) имеет место и обратный – образование из ионов недиссоциированных молекул (моляризация). Таким образом, электролитическая диссоциация есть процесс обратимый.

Произведение растворимости. Абсолютно нерастворимых веществ нет. Твердые вещества отличаются своей растворимостью. Очевидно, что труднорастворимый электролит легко образует насыщенный раствор. Рассмотрим равновесия, наблюдаемые в насыщенном растворе какого-нибудь труднорастворимого вещества, например, CaSO₄. В этой системе осадок находится в равновесии с насыщенным раствором этого вещества:

СaSO₄ Ca²⁺ + SO₄^2–

осадок раствор

Константа равновесия для процесса растворения осадка имеет следующий вид:

откуда K∙[CaSO₄] _тв = [Ca²⁺]∙[SO₄^2-].

Концентрация твердого вещества есть величина постоянная:

[CaSO₄] _тв = const.

Учитывая это, K∙[CaSO₄] _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^оС найдено равным 3,72∙10^-5 г-ион²/л².

Таким образом, ПР – это произведение концентраций ионов малорастворимого сильного электролита, содержащихся в свободном виде в его насыщенном растворе. Величина ПР означает, что в насыщенном растворе труднорастворимого электролита произведение концентраций его ионов есть величина постоянная (при данной температуре).

Произведение растворимости характеризует растворимость электролитов. Растворимость численно равна (для бинарных электролитов).

В общем случае для труднорастворимого электролита состава A_nB_m в растворе наблюдается равновесие:

A_nB_m = nA^a++ mB^b–.

Тогда

ПР = [A^a+]ⁿ [В^b–]^m

Сравнивая значения произведений растворимости труднорастворимых солей, можно видеть, какая из них растворяется лучше (приложение, табл. 3).

Из величины ПР вытекает условие образования и растворения осадка:

1. Если [A^a+]ⁿ [В^b–]^m = ПР, то осадок находится в равновесии с раствором.

2. Если [A^a+]ⁿ [В^b–]^m > ПР, то осадок выпадает.

3. Если [A^a+]ⁿ [В^b–]^m < ПР, то осадок растворяется.

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.

Оборудование и реактивы: штатив с пробирками, растворы Pb(NO₃)₂, KCl, KI, FeSO₄, CuSO₄, HCl.

Дата добавления: 2015-06-28