Большинство веществ обладают малой растворимостью в воде и других растворителях. В насыщенном растворе малорастворимого электролита устанавливается гетерогенное равновесие между твердой фазой и ионами, образующимися при частичном растворении осадка.
Так, в насыщенном растворе электролита АnBm, находящегося в равновесии с его твердой фазой, будет протекать следующий обратимый процесс:
Этот процесс протекает на поверхности осадка. Состояние этого равновесия по закону действующих масс количественно характеризуется константой, называемой произведением растворимости (ПР):
ПР (AnBm)=[Am+]n[Bn–]m
В насыщенном растворе малорастворимого электролита произведение молярных концентраций ионов, возведенных в степени, равны их стехиометрическим коэффициентам, есть величина постоянная при данной температуре и называется произведением растворимости.
ПР зависит от природы растворителя и растворенного вещества, от температуры и не зависит от концентрации ионов в растворе.
Пример. Са3(РО4)2 « 3Са2+ + 2РО43–
ПР=[Са2+]3[РО43–]2
Произведение растворимости и растворимость вещества являются характеристиками малорастворимого вещества, между этими величинами существует тесная связь.
Растворимость (S) – это максимально возможная концентрация вещества в растворе, выражается в г/л, г/100 г Н2О.
Молярная растворимость S совпадает с молярной концентрацией насыщенного раствора, выражается в моль/л и связана с ПР:
ПР(AnBm)=[Am+]n[Bn–]m=(nS)n•(mS)m.
Для двухионных электролитов, например AgCl(n=1,m=1):
ПР(AgCl)=[Ag+][Cl–]=S2(AgCl)
Для трехионных электролитов, например CaF2(n=1,m=2):
ПР(CaF2)=[Ca2+][F]2=S(2S)2=4S3.
Следовательно, произведение растворимости и растворимость – взаимосвязанные величины, поэтому по известной растворимости вещества можно найти значение произведения растворимости и наоборот.
Вычисление произведения растворимости
малорастворимого электролита
При расчете произведения растворимости необходимо перевести в молярную растворимость (моль/л) растворимость, выраженную в г/л или г/100 г Н2О.
Для перехода растворимости, выраженной в г/100 г Н2О, к молярной концентрации можно принять объем насыщенного раствора »100 мл, учитывая малую растворимость электролита в Н2О.
Пример. Растворимость Mg(OH)2 при 18°С равна 0,012 г/л. Вычислите ПР(Mg(OH)2).
Молярная масса Mg(OH)2: М(Mg(OH)2)=58 г/моль. Рассчитаем молярную растворимость Mg(OH)2
S(Mg(OH)2) = L : M(Mg(OH)2) = 0,012 : 58 = 2,07•10–4 моль/л
Молярная растворимость совпадает с молярной концентрацией соли в растворе:
С(Mg(OH)2) = S(Mg(OH)2) = 2,07•10–4 моль/л
Найдем равновесные молярные концентрации ионов в растворе:
Mg(OH)2 « Mg2+ + 2OH–
[Mg2+] = S =2,07•10–4 моль/л
[ОН–] = 2S = 2,07•10–4•2 = 4,14•10–4 моль/л
Тогда ПР(Mg(OH)2) = [Mg2+][OH–]2;
ПР(Mg(OH)2) = 2,07•10–4•(4,14•10–4)2 = 3,5•10–11
Вычисление концентрации ионов и растворимости
малорастворимого электролита в его насыщенном
растворе
Пример. Произведение растворимости PbJ2 при 18°С равно 1,4•10–8. Рассчитайте концентрации ионов Pb2+ и J– и молярную растворимость
PbJ2 « Pb2+ + 2J–
ПР(PbJ2) = [Pb2+][J–]2
Обозначим молярную растворимость соли – S моль/л. Тогда концентрации ионов равны:
[Pb2+] = S [J–] = 2S
Следовательно
ПР(PbJ2) = [Pb2+][J–]2
ПР(PbJ2) = S(2S)2 = 4S3
1,4•10–8 = 4S3
; S = 1,5•10–3 моль/л
Молярная растворимость соли равна 1,5•10–3 моль/л.
Концентрации ионов равны:
[Pb2+] = 1,5•10–3 моль/л
[J–] = 2•1,5•10–3 = 3,0•10–3 моль/л.
Чтобы от молярной растворимости перейти к растворимости в г/л, необходимо молярную растворимость умножить на молярную массу вещества.
L = S•M(PbJ2) = 1,5•10–3•461 = 0,692 г/л.
Условия образования осадков
При проведении реакций в растворе, в результате которых возможно образование осадка, необходимо соблюдать определенные требования к выбору концентраций реагентов.
Условие образования осадка: произведение молярных концентраций ионов, возведенных в степень стехиометрических коэффициентов (ПК), должно быть больше величины произведения растворимости (ПР):
AnBm « nAm+ + mBn–
ПК(AnBm) = (CA+m)n•(CB–n)m > ПР(AnBm)
Если ПК(AnBm) < ПР(AnBm), то осадок не образуется. Следовательно, зная концентрации ионов малорастворимого электролита в растворе, можно ориентировочно оценить, выпадет ли в данном случае осадок.
Пример. Произведение растворимости Fe(OH)2 при 25°С равно 1,65•10–15. Выпадет ли осадок при смешивании 4 мл 0,04н. FeSO4 и 6 мл 0,01М NaOH?
Решение. Молекулярное уравнение реакции
FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2 + Na2SO4
Ионно-молекулярное уравнение реакции
Fe2+ + 2OH– = Fe(OH)2
Для определения условия образования осадка необходимо рассчитать ПК
ПК(Fe(OH)2) = [Fe2+][OH–]2
Для нахождения ПК нужно найти концентрации Fe2+ и ОН– после смешивания растворов заданной концентрации. Определяем исходные концентрации ионов до сливания растворов:
NaOH « Na+ + OH– [ОН–]=0,01 моль/л
0,01 моль/л 0,01 моль/л
Для определения концентрации ионов Fe2+ нужно перевести нормальную концентрацию FeSO4 в молярную.
fэк(FeSO4) = 1/2 0,04н FeSO4 = 0,02M FeSO4
FeSO4 « Fe2+ + SO42–
0,02 моль/л 0,02 моль/л
Определяем концентрацию ионов после смешивания растворов.
Объем раствора после смешивания 4 мл FeSO4 и 6 мл NaOH стал 10 мл.
Концентрация ионов после смешивания растворов
Находим произведение концентраций
ПК(Fe(OH)2) = [Fe2+][OH–]2
ПК(Fe(OH)2) = 0,008 • 0,0062 = 2,88•10–7
Сравниваем ПК с ПР (приложение, табл.3)
2,88•10–7 > 1,65•10–15
Следовательно при сливании 4 мл 0,004н. раствора FeSO4 и 6 мл 0,01М раствора NaOH образуется осадок Fe(OH)2.
Исходные данные и результаты расчета заносим в таблицу.
| Ионы | Концентрация, моль/л | ПК = [Fe2+][OH–]2
| |
| до сливания растворов | после сливания растворов | ||
| [Fe2+] | 0,02 |
| ПК = 0,008 • 0,0062 = = 2,88•10–7 2,88•10–7 > 1,65•10–15 |
| [OH–]2 | 0,01 |
|
Ваша оценка?
