ОБМЕННЫЕ РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ

Изучив материал, изложенный в главе 15, обучающийся должен:

знать

  • • типы обменных реакций в растворах: реакции с образованием осадков, газовы- делением, комплексообразованием;
  • • что такое произведение растворимости;
  • • определение константы устойчивости и нестойкости комплексов;

уметь

  • • вычислять концентрации ионов соли по значению ПР;
  • • значения ПР из данных по растворимости солей;

владеть

  • • представлениями о влиянии комплексообразования на реакции обмена и растворимость веществ;
  • • представлениями о конкуренции равновесий как движущей силе реакций обменного взаимодействия.

Все реакции, протекающие в водных растворах, сопряжены с тем, что реагирующие ионы или молекулы, сталкиваясь, передают друг другу какие то частицы. Если передаются протоны, то речь идет о кислотно-основных взаимодействиях, таких как реакции нейтрализации или гидролиза солей, рассмотренные в предыдущей главе. Электроны передаются в окислительновосстановительных реакциях — им посвящена следующая глава. В этой же главе мы обсудим обменные процессы, в которых могут принимать участие любые ионы. Если мы смешаем разбавленные водные растворы двух солей, то часто между ними не будет происходить заметного взаимодействия. Например, о смеси разбавленных растворов солей NaCl и KN03 мы можем сказать, что в ней присутствуют независимые гидратированные ионы Na+, К+, Cl , N03, но не можем сказать, что она содержит определенные соли. В таких случаях нас интересует не столько равновесный состав растворов, сколько способы смещения обменных равновесий, направленные на то, чтобы выделить нужный продукт с максимальным выходом или избавиться от примесей. Эти смещения связаны с различными способами удаления продуктов из сферы реакции — за счет образования малорастворимых или летучих соединений или за счет комплексообразования.

Образование осадков. Произведение растворимости

Если при проведении обменной реакции в растворе окажутся вместе катионы и анионы, образующие малорастворимое соединение, то мы можем ожидать, что из раствора выпадет осадок, равновесие сместится в сторону его образования, и реакция пойдет «до конца». Такой характер носят реакции образования многих солей, например

Для того чтобы проверить, насколько точны наши заключения о количественном протекании подобных реакций, рассмотрим равновесие между малорастворимой солью и ее насыщенным раствором:

Константа этого равновесия имеет вид К = [Ag+][C1 ]. Хлорид серебра образует самостоятельную твердую фазу, и его концентрация представляет собой постоянную величину и пе входит в выражение для константы (см. параграф 12.4), которая получила название произведения растворимости (ПР).

• Произведение растворимости малорастворимого сильного электролита — это произведение концентраций катионов и анионов в насыщенном растворе. Концентрации катионов и анионов входят в произведение растворимости в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.

Например, ПР Са(ОН)2 имеет вид [Са2+][ОН ]2, при 25°С оно равно 5,5-10 е. Произведение растворимости, как и растворимость, зависит от температуры (подобно любой константе равновесия). В табл. 15.1 приведены наиболее употребительные произведения растворимости малорастворимых соединений.

Растворимость малорастворимых солей, т.е. концентрация насыщенного раствора соли Ссшш, связана с произведением растворимости простым соотношением, форма которого, правда, зависит от соотношения зарядов катиона и аниона. В случае AgCl и любого электролита состава 1:1 растворимость, выраженная в молях на литр, просто равна концентрации катиона и аниона, т.е. корню квадратному из ПР:

Таблица 15.1

Произведения растворимости малорастворимых соединений

Соединение

ПР

Соединение

ПР

AgCl

1,8-10 10

Hg2Cl2

1,3-10 ,e

AgBr

5,3-10 13

HgS

1,6 10-52

AgCNS

1,1 10'2

CaS04

2,5-10 5

Agl

8,3-10-'7

CaCCXj

3,8-10°

Ag,CrO,

1,1-10 12

CaF,

4,0-10 11

Ag2S

5,0 10 51

Cul

1,1 • 10 12

BaC2Oj

1,1-10 7

Cu(OH)2

2,1-10 20

BaSO,(

1,1-10 10

PbSO,

1,6-10 8

Fc(OH)2

8,0-lO16

Pb(()H)2

5,0-10 16

Fe(OH):i

6,3 -10 38

PbCl2

1,6-10 5

Для соли с иным соотношением зарядов катиона и аниона подобное соотношение нетрудно найти, исходя из уравнения диссоциации соли. Например, возьмем соль РЫ2, ПР = 8,1 • 10“9. Обозначим растворимость (в моль/л) через х и запишем уравнение диссоциации и равновесные концентрации ионов под ним:

На равновесие между осадком и раствором, естественно, влияет присутствие одноименных ионов. Например, если к 1 л насыщенного раствора AgCl при 25°С прибавить 1 г NaCl (« 0,02 моль), то концентрация ионов хлора будет определяться этой добавкой: [С1 ] = 0,02 моль/л, а концентрация ионов серебра и растворимость соли составят

т.е. растворимость понизится примерно в 700 раз по сравнению с растворимостью в воде. Добавлением одноименных ионов часто пользуются для более полного выделения малорастворимого вещества.

Если в растворе, из которого производится осаждение малорастворимой соли, присутствуют ионы, склонные к гидролизу (многозарядные катионы малого размера, анионы слабых кислот), то необходимо учитывать реальное состояние ионов и конкуренцию между осаждением соли и гидролизом, т.е. фактически совместно рассматривать два или несколько равновесий.

 
Посмотреть оригинал
< Пред   СОДЕРЖАНИЕ   ОРИГИНАЛ     След >