рефераты конспекты курсовые дипломные лекции шпоры

Реферат Курсовая Конспект

Образование и растворение осадков

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:

Пособие по аналитической химии

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

Что будем делать с полученным материалом:

Если этот материал оказался полезным ля Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:

Все темы данного раздела:

Чувствительность, специфичность и избирательность аналитических реакций
В качественном анализе большое значение имеет чувствительность аналитических реакций. Знание чувствительности реакций и умение рассчитать ее позволяют сознательно выбирать необходимые реактивы, бра

Гидролиз по катиону
Гидролизу по катиону подвергаются соли, в состав которых входят катионы, сильно поляризующие молекулы воды: однозарядные: NH4+, Cu+, Ag+;

Гидролиз по аниону
С молекулами воды образуют достаточно прочные водородные связи многие анионы, из них: однозарядные: CN-, NO2-, HCOO-, ClO-, CH3

Гидролиз по катиону и аниону
Соли, образованные катионами и анионами, в значительной степени поляризующими молекулы воды, гидролизуются и по катиону и по аниону. NH4+ + CN- + H2

Необратимый гидролиз
Возможность протекания гидролиза необходимо учитывать при сливании растворов солей, содержащих катионы и анионы, способные поляризовать молекулы воды.   Таблица IV.1

Расчет константы гидролиза, степени гидролиза и рН растворов гидролизующихся солей
Динамическое равновесие в водных растворах гидролизующихся солей подчиняется закону действующих масс и может быть охарактеризовано константой гидролиза (Кгидр). Константой гидро

Вычисление ступенчатых констант гидролиза солей слабых двухосновных кислот
Выведенные выше формулы предназначены для вычисления Кгидр, hгидр, [Н+], рН растворов солей, являющихся бинарными электролитами, т.е. если гидролиз протекает только

Факторы, влияющие на степень гидролиза солей
Степень гидролиза – hгидр – дает количественную характеристику способности солей вступать в реакции гидролиза. Она зависит от природы гидролизующейся соли (чем меньше степень электролити

В качественном анализе
Явление гидролиза широко используется в химическом анализе для различных целей. 1. Для подавления гидролиза, что позволяет получать устойчивые при хранении растворы. Для этой цели в раство

Решение типовых задач
Задача 1. Вычислить константу гидролиза Кгидр, степень гидролиза hгидр и рН 0,01 М раствора хлорида аммония при t = 25 оС. Решение.

Использование процессов образования и растворения осадков в анализе
Реакции осаждении лежат в основе ряда аналитических операций и широко используются для различных целей анализа: 1. Обнаружение ионов в растворе (осадок – аналитический сигнал) по образован

Равновесие в системах осадок Û раствор. Произведение растворимости. Константа растворимости
При аналитических исследованиях очень важно знать последовательность осаждения ионов из раствора, полноту осаждения, растворимость осадков, условия образования осадков, условия переведения того или

Факторы, влияющие на растворимость осадков
В анализе – как качественном, так и количественном – большое значение имеет полнота осаждения. Любое малорастворимое соединение не полностью выпадет в осадок, а часть его всегда остается в растворе

Влияние избытка осадителя на полноту осаждения
Введение в раствор избытка одноименных ионов влечет за собой дополнительное выпадение осадка. Это явление очень широко используется в аналитической практике. Качественно наблюдаемый эффект можно об

Влияние на растворимость осадка других сильных электролитов. Солевой эффект
На растворимость осадков оказывают влияние не только сильные электролиты с одноименными ионами. В присутствии других сильных электролитов, не имеющих общих с осадком ионов, растворимость осадка изм

Решение типовых задач
Вычисление растворимости (Р) по произведению растворимости (ПР) Величины произведений растворимости для малорастворимых соединений приведены в та

По растворимости
Задача 1.Вычислить произведение растворимости бромида серебра, если растворимость его при этой температуре равна 7,28 · 10-7 моль/л. Решение. Составляем

Образование и растворение осадков
Задача 1. Образуется ли осадок при сливании равных объемов 0,0002 М раствора нитрата серебра и 0,0004 М раствора хлорида натрия? Температура растворов 20оС. ПРAgCl

Малорастворимых электролитов
Задача 1. В насыщенном растворе сульфата свинца концентрация сульфат-ионов увеличена в 100 раз. Чему станет равна концентрация ионов свинца? Как она изменится и во сколько раз? ПР

Солевой эффект
Задача 1. Вычислить растворимость сульфата бария в воде, в 0,01 молярном растворе хлорида натрия. ПР= 1,1·10-10.

Комплексные соединения, их состав и строение
Комплексными соединениями называют определенные молекулярные соединения, при сочетании компонентов которых образуются положительно или отрицательно заряженные ионы, способные существовать как в кри

Номенклатура комплексных соединений
В настоящее время общепринята рациональная номенклатура, основанная на рекомендациях Международного союза по чистой и прикладной химии*. Рассмотрим, как составить по этой номенклатуре назв

Константа нестойкости
В водных растворах комплексные соединения диссоциируют в две стадии. Первая стадия протекает по типу сильных электролитов, т.е. идет процесс полной диссоциации на внутреннюю и внешнюю сферу:

Решение типовых задач
Задача 1. Вычислить равновесную концентрацию иона меди Cu2+ и степень диссоциации комплексного иона в 0,01 М растворе [Cu(NH3)4]SO4, К

В анализе
Многие комплексные соединения обладают целым рядом свойств, таких как характерная окраска, высокая прочность, малая растворимость, открывающих широкие возможности использования процессов комплексоо

Органические реагенты в анализе
Реакции с органическими реактивами являются высокочувствительными и достаточно специфическими, что дает возможность широко использовать их как в качественном, так и в количественном анализе (в проб

Для самостоятельной работы
1. Назовите следующие комплексные соединения: а) [Co(NH3)3]Cl3; б) [Cu(NH3)4]SO4; в) [Al(H

Реакций
Реакции окисления–восстановления делят на три группы: внутримолекулярные, межмолекулярные и реакции диспропорционирования. 1. Внутримолекулярные – это реакции, протекающие с изменением сте

Окислительно-восстановительных реакций
Наиболее часто применяются два метода составления окислительно-восстановительных реакций: электронного баланса и ионно-электронный, его еще называют метод полуреакций. Метод электронного баланса до

В анализе
Реакции окисления-восстановления широко используются в аналитической химии для различных целей: для открытия ионов, для разделения смеси ионов, для переведения малорастворимых осадков в раствор, дл

Потенциалы. Уравнение Нернста
Способность терять или присоединять электроны различна у различных атомов, ионов или молекул. Количественной характеристикой способности электронов к переходу от одних атомов или ионов к д

Процессах. Константа равновесия
Химическое равновесие в обратимых окислительно-восстановительных реакциях можно охарактеризовать константой равновесия. Проведём вычисление константы равновесия на примере взаимодействия: Sn2+

Решение типовых задач
Задача 1. В каком направлении пойдёт реакция между оксидом свинца (IV) и иодидом калия в кислой среде в стандартных условиях? Решение. По табл. III находим стандарт

Хотите получать на электронную почту самые свежие новости?
Education Insider Sample
Подпишитесь на Нашу рассылку
Наша политика приватности обеспечивает 100% безопасность и анонимность Ваших E-Mail
Реклама
Соответствующий теме материал
  • Похожее
  • Популярное
  • Облако тегов
  • Здесь
  • Временно
  • Пусто
Теги