nekrasovI (1114433), страница 63
Текст из файла (страница 63)
Ионные реплции 193 и = 0,25). Прн приближенных расчетах температурные и концентрационные изменения ПР обычно не учитываются. 3) Пользуясь понятием о произведении растворимости, легка ориентироваться в некоторых вопросах, свизаииых с поведением трудиарастворимых электролитов при тех илн иных условиях. Если, например, к насыщенному раствору труднорастворимаго СНеСООА8 (ПР = 4.!О з) добавить немного насыщенного раствора легкорастворнмой соли с общим ионом (А6ХОв или СНвСООНа), то концентрация последнего резко повысится.
В силу постоянства значения ПР зто вызовет абразонанне осадка СНвСООА8. )!нане говоря, добавление небольшого количества соли с общим ионом будет существенно п о н и ж а т ь растворимость труднарастворнмаго электролита. 4) Добавка солей, нг содержащих ионов, общих с труднорастворнмым электролитом, несколько и а в ыш а е т растворимость последнего (рис, Ч-26). Резуль.
тат этот истолковывается с точки зрения теории актив. ности (6 5 доп. 26) на основе выражения ПР в ее терминах (К вЂ” катион, А — аннан): Так как рассматриваемый электролит является очень труднарастворнмым, значения /л и [к в ега насыщен. иом растворе близки к единице. Добавление пастораи. Рве. у-Ш. Нлвявве кеаерегьвоа ней соли вызывает увеличение ионной силы раствора, ео.в вв рвееьореиоеть. что сопровождается уменьшением коэффициентов активности (рис. Ъ'-21) и, как следствие, увеличением произведения [К][А], т.
е. растворимости осадка. С точки зрения классической теории злектралитнческай диссошгации, данное явление может быть качественно истолкована как результат частичного ивяного обмена трудпорастворимой соли с вновь вводимой. 5) Зная величину произзгления растворимости данной сали, можно произвести некоторые практически важные расчеты. Пусть, например, требуется как можно полнее осадить из раствора ионы С1'.
Если прибавить количества А6ХОз, требуемое уран. пением реакции, та концентрация нанон С!' в растворе после осаждения будет равна [С1'] = [Ай'] )~ПР !О = 0,0000! г-ион/л. Пусть теперь прн осаждении добав.чен небольшой избытон А8ХОв, а именна такой, чтобы раствор относительно него стал 0,001 н. Тогда ПР 10 [С1'] =' — — з =!0 0,000000! г.ион/л [Ай'] 10 з Таким образом, уже прибавление очень малого избытка А6ХОе (около 0,2 г на литр) вызывает понижение концентрации ионов хлора в 100 раз.
Отсюда видна, что, желая добиться возможно полидго осаждении какого-нибудь иона, следует применять н ебольшой избыток осаднтелн. 6) В химической практике часто приходится встречаться с осаждением гидро. окисей металлов из растворов их солей, Длн ориентировочной оценки значения водородного показателя, отвечающего началу осаждения гидроакиси Э(ОН) „из малярного относительно нона Э"' раствора соответствующей сали, предполагалось уравнение: 1 РНо,=)4+ — 16 ПР, где ПР— произведение растворимости данной гидроокиси. и 7) Из приведенных в основном тексте значений ПР вытекает, что [Са ] 5 ° 1О /[СО [ и ]Са ] =6 10 ('[50е"[. Так как в растворе, находящемся одновременно над обоими осадками, может быть только одна равновесная концентрация ионов Са", имеем 5 ° !О /[СО,'[ 6 ° 10 ([50,"],откуда [СО,[([50",[=5 10 'егб ° 10 8,3 ° 10 '. Очевидна, что при эквивалентном соотношении реагирующих веществ 7 Б В.
Некрасов ПР = ик ид —— [К] [к [А] [д илн [К][А) =— ПР лб ь 47 ого ~ лб дббз е(бг Нлоиемтраиия киав, мллг/л рн / 2 3 4 а 6 7 б У а У 17 47 раа нэз сав хю'>!ю ">зге" Сопоставление показывает, что полнее всего ионы $» связываются попами Сп-, менее полно — попами Н' и еще менее полно вонами Ге". 9) Растворение соли слабой кислоты в более сильных кислотах должно идти тем быстрее, чем ббльшая концентрация ионов Н' создается в растворе данной кислоты, т.
е. чем последняв сильнее. Как правило, это н имеет место в действительности. Однако иногда наблюдаются кежун!неся исключения. Например, растворение СаСО, в слабой уксусной кислоте протекает значительно быстрец чем в силы!ой серной. Задержка растворения обусловлена в данном случае (и других подобных ему) образованием иа поверхности СаСО, слоя трудиорастворимого продукта реакции (Са80э), затрудняющего дальнейшее взаимодействие СаСОэ с кислотой.
10) На рис. У-27 графически показан ход изменения реакции среды при различных случаях нейтрализации (в О,! и. растворе). Если н кислота, и основвнне— сильные электролиты (НС! н НаОН), то переход через эквквалентное соотношение между ними сопровождается очень резким скачхом рН, т. е. сильным изменением реакпнн среды. Напротив, при взаимодействии слабмх кислоты и основания (СНэСООН и МНэОН) этот скачок почти отсутствует.
В смешанном случае кривая яейтралнзацнн становится несимметричной. Различие характера отдельных кривых нейтрализации имеет большое значение для количественного химического анализа. 11) Тепловой эффект реакции нейтрализации ие должен оставаться постоянным, если основание нли кислота является ел а бы ы электролитом, состоящим в растворе преимущественно не из ионов, а из молекул. При ноннзацнн последних тепло может, вообще говоря, н выделяться. и поглощаться. В соответствии с этим должна, очевидно, увеличиваться илн уменьшаться также и теплота нейтрализации. Показательны, напри.
нер, случаи фторнстоводородиой н глорноватистой кислот: МаОН+ НР Нар+ НэО+ !б ккпл ХаОН+ НОС! ХеОС1+ НэО+ 9 ккал ~ лгюгври Рас. у-тг. манан»ни» ры эра аевтраааэаааа. колвчества соответствующих осадков должны находиться в обратном отношеннэгз СаСОэ!ас)/Са$0«< ! 1/5,3 ° 10 ' 1,2 ° 1О'. Таким образом. иа каждые 12 000 молекул СаСОэ в осадке содержится только одна молекула Са80ь т. е. равновесие рассматриваемой системы можно считать смещенным влево практически нацело. Несколько нное положение характерно для второй приведенной в,основном тексте системы. Рассуждая аналогично, получаем [80, ИСО ] 1 ° 10 % ° 10 1,25 ° 10 ', откуда Ва80,! .!/ВвСО, ! 1/1,25 ° 10 60, т.
е. на каждые 80 ыолекул Ва$0, осадок содержит одну молекулу ВаСОэ. Здесь, следовательно, равновесие смещено вправо, но уже далеко не столь полно, хак в предыдущем случае. 0) Изложенное в основном тексте хорошо иллюстрируется следующим приближенным расчетом.
Для диссоцнацнн сероводорода по схеме Н48 а- 2Н + 8" имеем К = [Н]'[$ ]/[Нэ8] = ! ° !О-э'. В насышеиион растворе [Нэ5] яэ О,! и [Н] ! ° 10 — э. Отсюда [8"] 1 !О-", С другой стороны, в насыщенных растворах сульфндов Э8 имеем [Э"] [$"] ПР, т. е.' [Зт] ) ПР. Значения произведений растворимости Ре8 н Сц5 равны соответ. ственио 5 ° 1О" н й 10™. Таким образом, концентрация свободных ионов 8" в рассматриваемых случаях будет соста влятгн 12) Процесс растворения амфотерной гидроокиси в кислотах и щелочах может быть описан также иа основе присоединения к ией ионов водорода или гнлр- 'р у.
Гидролна окснла по схемам, например: Уп(ОН)з+ 2Н' ч=в Уп(ОН) (ОНе)'+ Н' чаев Уп(ОНз)" 2п(ОН)з+ 2ОН ч е хп(ОН)гз+ ОН ч™ Уп(ОН)че Подобный метод описания, в большинстве случаев более правильный по существу, страдает известной произвольностью в определении числа связанных с данным пен тральным элемеитои молекул воды илн ионов гндрокснла. Если учитывать гидратнровзнность всех ионов, то по результатам он эквивалентен изложенному в основном тексте.
Например, ЕпО,'+ 2Н,О ч~ Еп(ОН)„, т. е. состав обоих конечных продуктов различается лишь нз две молекулы воды. Так как обз нона гидрзтнрованы иекоторыи неизвестным числом этик молекул, подобное различие фактически не огражается нз нк составе. !3) Кониеитрзпня водородных ионов, прн которой амфотериое соединение иаименсе и в равной мере диссоцинровано по обоим направлениям, носит название его нзоэлектрнческой точки.
Последняя для Уп(ОН)з лежит около рН= !О. Если змфотерное соединение труднорастворимо, то изоэлектрнческой точке отвечает также минимум растворимости. $7. Гидролиз. Растворение веществ в воде часто сопровождается химическим ' взаимодействием обменного характера. Подобные процессы объединяют под названием гидролиза. з Вообще гндролизом называется обменная реакции веществ с водой. При этом имеет место смещение равновесия диссоциацин воды НзО =я Н +ОН вследствие связывания одного нз ее ионов (или обоих) ионами растворенного вещества с образованием и а л о д и с с о ц и и р о в а н н о г о или и а л о р а с т в о р н и о г о продукта. Так как практически чаще всего приходится иметь дело с гидролнзом солей, ниже рассматриваются случаи, относящиеся именно к ннм.
При растворении соли, образованной сильным основанием и сильной кислотой (например, ХаС)), равновесие днссоциацни воды существенно не смещается, так как ионы такой соли с ионами Н' и ОН' малодиссоцинрованных продуктов образовать не могут. Поэтому в системе ХаС1+ НОН ч= ХаОН+ НС1 единственным малодиссоциированным соединением остается сама вода В результате равновесие реакции почти нацело смещено влево, т. е.
гидролиз ХаС) практически не происходит и раствор не содержит заметного избытка ни Нсн ни ОН'-ионов. Иное положение возникает при растворении соли сильного основания н сла бой кислоты (например, СНзСООХа), или наоборот (например, ХНеС)). В первом случае будет частично связываться ион Н', во втором — ион ОН' по схемам СНзСОО + НОН ч' "'в СНЗСООН + ОН ХН + НОН з=в ХН,ОН+ Н Так как и СНзСООН, и ХНеОН гораздо более днссоциированы, чем вода, оба эти равновесия сильно смещены влево. Поэтому и гндролиз солей по уравнениям СНзСООХа + НОН ч=е СНзСООН + ХаОН ХН,С!+НОН ~ ХНеОН+ НС1 !йв У. Растворы идет лишь в незначительной степени.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
