Реферат Курсовая Конспект
Образование и растворение осадков - раздел Химия, ПОСОБИЕ ПО АНАЛИТИЧЕСКОЙ ХИМИИ Осадок Малорастворимого Электролита Образуется Только Тогда, Когда Ионное Про...
|
Осадок малорастворимого электролита образуется только тогда, когда ионное произведение (ИП) превысит при данной температуре величину его произведения растворимости.
Если ИП < ПР – р-р ненасыщенный;
ИП = ПР – р-р насыщенный;
ИП > ПР – р-р пересыщенный;
ИП ПР↓ – условие образования осадков.
Образование и растворение осадков находится в определенной зависимости от произведения растворимости. Чем меньше ПР для однотипных электролитов, тем быстрее и полнее образуется осадок.
Необходимо учитывать возможность образования пересыщенных растворов. Внесение затравки, потирание стенок сосуда стеклянной палочкой ускоряют выделение осадка.
Процесс растворения осадка противоположен процессу его образования. Для растворения осадка необходимо сместить равновесие в системе осадок Û насыщенный раствор. Этого можно достигнуть несколькими путями:
· добавление свежих порций растворителя, что делает раствор над осадком ненасыщенным и для восстановления равновесия часть осадка должна раствориться;
· выведение ионов из насыщенного раствора связыванием их в более прочные соединения. Это могут быть слабые электролиты, достаточно устойчивые комплексные ионы, осадки с меньшей растворимостью, чем исходный;
· переведение ионов осадка в соединения, разлагающиеся с выделением газа;
· изменение степени окисления ионов осадка, окисление или восстановление их в другие соединения, что также вызывает смещение равновесия в сторону растворения, т.к. ионы из раствора выводятся.
Растворение осадка разбавлением можно осуществлять двумя способами: одноразовым введением достаточного объема растворителя или последовательно добавлять и сливать с осадка свежие дробные порции растворителя. Второй способ дает больший эффект и обычно рекомендуется в аналитической практике. Но подходит он больше для растворения среднерастворимых соединений; так как при растворении малорастворимого электролита образуется большой объем очень разбавленного раствора, что затрудняет анализ. Таким способом промывают малорастворимые осадки от соосажденных примесей в качественном и, особенно, в количественном анализе.
Чем прочнее удается связать ионы в растворе над осадком, тем быстрее идет процесс растворения. Поэтому, чем меньше константа ионизации образующегося слабого электролита, чем меньше константа нестойкости комплексного иона и чем меньше растворимость образующегося соединения, тем легче и полнее протекает процесс растворения осадка. Проиллюстрировать приведенные способы можно следующими схемами уравнений реакций происходящих процессов: малорастворимые основания Mg(OH)2, Fe(OH)3, Al(OH)3, Mn(OH)2, Fe(OH)2, Cr(OH)3 и др. хорошо растворяются в растворах кислот, т.к. при этом ионы водорода связывают гидроксид-ионы в слабый электролит – Н2О:
Fe(OH)3↓ + 3HCl = FeCl3 + 3H2O
Fe(OH)3↓ + 3H+ = Fe3+ + 3H2O
Mg(OH)2↓ + 2HCl = MgCl2 + 2H2O
Mg(OH)2↓ + 2H+ = Mg2+ + 2H2O
Связать ионы ОН- можно и с помощью ионов аммония NH4+. Но гидроксид аммония диссоциирует сильнее, чем вода, и поэтому в солях аммония растворяются такие основания, как Mg(OH)2, Mn(OH)2, Fe(OH)2:
Mn(OH)2↓ Û 2OH- + Mn2+
2NH4OH + Mn2+ + 2Cl- (р-р),
2NH4+ + 2Cl-
а такие малорастворимые основания, как Al(OH)3, Fe(OH)3, Cr(OH)3 и др. в солях аммония не растворяются. Того малого количества ОН- - ионов, которое находится в растворе над этими осадками, недостаточно для образования слабого электролита NH4OH и смещения равновесия в системе осадок Û раствор.
Малорастворимые кислоты растворяются в растворах щелочей, процесс также идет за счет образования слабого электролита – Н2О:
H2SiO3 + 2NaOH = Na2SiO3 + 2H2O
Кислые соли некоторых слабых кислот растворяются не только в сильных кислотах, но и в щелочах:
KHC4H4O6↓ + HCl = H2C4H4O6 + KCl
KHC4H4O6↓ + NaOH = KNaC4H4O6 + H2O
HC4H4O6- Û C4H4O62- + H+
H2O
NaOH = Na+ + OH-
Малорастворимые соли слабых кислот растворяются в сильных кислотах с образованием слабого электролита – кислоты:
BaCrO4↓ + 2HCl = BaCl2 + H2CrO4
CaC2O4↓ Û Ca2+ + C2O42-
Û H2C2O4 + Ca2+ + 2Cl-
2HCl Û 2Cl- + 2H+
Соли сильных кислот, нерастворимые в сильных кислотах, растворяются в соединениях, образующих с ионами осадка комплексные соли:
AgBr↓ + 2Na2S2O3 = Na3[Ag(S2O3)2] + NaBr
AgCl↓ + 2NH4OH = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O
HgI2↓ + 2KI = K2[HgI4]
Такие соли сильных кислот, как BaSO4, CaSO4, PbSO4, SrSO4, нерастворимые в сильных кислотах и щелочах, переводят в другие малорастворимые соединения, которые, в свою очередь, растворяются в кислотах:
CaSO4↓ + Na2CO3 Û CaCO3↓ + Na2SO4
Процесс идет за счет того, что Р(CaCO3) < P(CaSO4). Образующийся CaCO3 легко растворяется в кислотах. Ag2CrO4 можно перевести в AgCl:
Ag2CrO4↓ Û 2Ag+ + CrO42-
+
2KCl Û 2Cl- + 2K+
↑↓
2AgCl↓
В этом случае, образующийся осадок AgCl затем растворяют в растворе аммиака (см. гл. VI, §5).
Сравнительно легко идет процесс растворения, если в результате реакции образующийся продукт выделяется в виде газа:
CaCO3↓ + 2HCl Û CaCl2 + H2O + CO2↑
CaCO3↓ + 2СH3COOH Û Ca(CH3COO)2 + H2O + CO2↑
BaSO3 + 2HCl = BaCl2 + SO2↑ + H2O
ZnS + 2HCl = ZnCl2 + H2S↑
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S↑
Исключение составляют малорастворимые соли слабых кислот с очень малой величиной произведения растворимости. Того ничтожно малого количества ионов, которое содержится в насыщенном растворе над осадком, недостаточно для образования слабой кислоты.
Сульфиды, такие как CuS, PbS, HgS (табл. V.I) в кислотах не растворяются, так как, например, растворе над осадком CuS (ПР = 6,3·10-36) концентрация сульфид-ионов [S2-] = 2,5·10-18 моль/л, т.е. настолько ничтожна, что всегда меньше той концентрации сульфид-ионов, которая в любой среде создается за счет ионизации сероводородной кислоты H2S.
Поэтому можно записать: CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4,
но нельзя таким образом осадить сульфиды ZnS, SnS, CdS, NiS, MnS из кислых растворов, т.к. эти соединения растворяются в кислотах.
Таблица V.I
Произведение растворимости и растворимость некоторых сульфидов
Сульфиды | ПР | Р, моль/л |
MnS | 2,5·10-10 | 1,58·10-5 |
FeS | 5,0·10-18 | 2,24·10-9 |
NiS | 3,2·10-19 | 5,66·10-10 |
CoS | 4,0·10-21 | 6,32·10-11 |
ZnS | 1,6·10-24 | 1,26·10-12 |
SnS | 1,0·10-25 | 3,16·10-13 |
CdS | 7,9·10-27 | 8,89·10-14 |
PbS | 2,5·10-27 | 5,0·10-14 |
CuS | 6,3·10-36 | 2,5·10-18 |
HgS | 1,6·10-52 | 1,26·10-26 |
Для растворения малорастворимых сульфидов Ag, Hg, Pb, Bi, Cu, As, Sb применяют обычно окислители:
HgS↓ Û Hg2+ + S2- , p-p
+
Окислитель ¾® So
В качестве окислителя может использоваться азотная кислота:
3PbS + 8HNO3 = 3Pb(NO3)2 + 3S + 2NO + 4H2O
Очень сильным окислителем является «царская водка». Рассмотрим далее детально процесс растворения сульфида ртути в «царской водке»:
HgS↓ = Hg2+ + S2-
+
2HNO3 + 6HCl = 2NO↑ + 3Cl2 + 4H2O
↓
So + 2Cl-
3HgS↓ + 2HNO3 + 6HCl = 3HgCl2 + 3S↓ + 2NO↑ + 4H2O
Малорастворимые оксиды Al2O3, Cr2O3, Fe2O3 и др. сплавляют с гидросульфатом натрия NaHSO4, калия KHSO4 или с пиросульфатом калия K2S2O7 при t ≈ 700oC. Остывший плав растворяют в горячей воде. Для ускорения процесса добавляют несколько капель соляной или серной кислоты.
Для растворения оксида кремния – SiO2 и силикатов, не разлагаемых кислотами, пользуются методом сплавления их с Na2CO3. Полученный плав растворяют в соляной или фтороводородной кислоте.
– Конец работы –
Эта тема принадлежит разделу:
ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ... ГОУ ВПО ОРЛОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ... Э Р Оскотская...
Если Вам нужно дополнительный материал на эту тему, или Вы не нашли то, что искали, рекомендуем воспользоваться поиском по нашей базе работ: Образование и растворение осадков
Если этот материал оказался полезным ля Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:
Твитнуть |
Новости и инфо для студентов