Побочные реакции. Ионы, образующиеся при растворении малорастворимого элек­тролита

Ионы, образующиеся при растворении малорастворимого элек­тролита, могут вступать в различные реакции с другими ионами, на­ходящимися в растворе. В результате подобных реакций равновесие "осадок ^ насыщенный раствор" смещается в сторону преимущест­венного протекания процесса растворения, растворимость малорас­
творимого электролита увеличивается и при определённых условиях его можно будет практически полностью перевести в раствор.

Пример 6.6. Рассчитать растворимость оксалата бария при рН 4,0.

[Ba²+ ] = [C2O4^- ] + [HC2O-] + [H2C2O4] = C(H2C2O4) KS = [Ba²+ ] • C(H2C2O4) S = [Ba²+ ] = ^

K _S = ^Ks

-S

a(C2O4^-)

2 5

У щавелевой кислоты K_a1 = 5,6 -10", K_a2 = 5,4 -10". При рН 4,0 в растворе будут находиться оксалат- и гидрооксалат-ионы, концентра­ция неионизированных молекул щавелевой кислоты будет очень мала, поэтому

₂ 5 4 • 10 ^-5 a(C2O^2-) =----- = 0,35

5,4 • 10 ^-5 +1,0 • 10 ^-4

_—7

к _S = = 3,1 • 10^{-7 S} 0,35

S = 43,1 • 10 ^-7 = 5,6 • 10 ^-4 моль/л

Величина рН в данном примере относится не к исходному раствору, в ко­тором предполагается растворять оксалат бария, а к раствору, полученному в результате растворения. Исходная концентрация кислоты в растворе, в кото­ром растворяли оксалат бария, была выше (либо это был буферный раствор с достаточно большой буферной ёмкостью). Это связано с тем, что при раство­рении оксалата бария и других электролитов, содержащих анионы, являющиеся основаниями, затрачиваются протоны. Если растворимость электролита неве­лика, то изменение рН будет небольшим, если же она достаточно большая, то и рН в процессе растворения заметно увеличится.

Пример 6.7. Рассчитать растворимость AgBr в 0,50 МNH₃.

Как и в предыдущем примере вначале рассчитаем молярную до­лю иона, вступающего в побочную реакцию (в данном случае a(Ag)), затем K S и, наконец, растворимость. Для аммиачных комплексов се-

3 7

ребра: р₁ = 2,110, р₂ = 1,7 40. Будем считать, что [NH3] = C_Nh₃ и

что при такой большой концентрации лиганда в растворе преобладает комплекс [Ag(NH3)2]⁺.

-7

= 2,4 • 10

a(Ag+) =

1,7 • 10⁷ • 0,50²

-13

-6

к S

2,2 10

-7

5,3 10

2,4 10

-3

s=722^10

-6

1,5 • 10 моль/л

6.4. Общие принципы растворения осадков малорас­творимых электролитов

Растворение осадка, как это следует из произведения раствори­мости, происходит, если в растворе над осадком произведение актив­ностей ионов станет меньше величины произведения растворимости. Частичное или полное растворение осадков может происходить при разбавлении раствора; нагревании (если, конечно, нагревание приво­дит к повышению растворимости), увеличении ионной силы; добав­лении к раствору вещества, реагирующего с ионами, образующимися при растворении осадка.

Попробуйте объяснить и подтвердить, если необходимо, расчё­тами, почему Cu(OH)₂ растворяется в растворе NH₃, а Mg(OH)₂ - нет, почему AgCl не растворяется в разбавленной HNO₃, зачем из BaSO₄ в процессе переведения его в раствор вначале получают ВаСO₃ и т.д.

ГЛАВА 7

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ

РАВНОВЕСИЯ

7.1. Общая характеристика окислительно-восста­новительных реакций

Окислительно-восстановительными называют реакции, в процессе которых происходит обмен электронами между реагирую­щими веществами.

окисление

юсстановление

В любой окислительно-восстановительной реакции окислитель и восстановитель взаимодействуют друг с другом c образованием но­вого восстановителя и нового окислителя.

Sn⁴+(+ (2Fe²+

сопряженный восстановитель

Sn²+ + (2Fe³+

сопряженный окислитель

восстановитель окислитель

Sn²+- 2e ^

Sn⁴+/(Sn²^

Fe³+ + e ^

2+

4+

Sn

Fe

I Fe³+/(Fe²+

полуреакция восстановления

полуреакция окисления сопряженные окислительно-восстановительные пары

Поскольку в процессе окислительно-восстановительной реакции происходит лишь перераспределение электронов между реагирующи­ми веществами, то число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, полученных окислителем.

7.2. Количественная оценка окислительно-восстано­вительной способности веществ

Обычно для количественной оценки способности веществ отда­вать и принимать электроны используют не константы равновесия, а электродные потенциалы. Это возможно потому, что процессы окис­ления и восстановления могут быть пространственно разделены.

Дата добавления: 2015-09-07