Раздел 10. Произведение растворимости.

Условие выпадения осадка

В насыщенном растворе малорастворимого электролита, например BaSO₄, находящегося в соприкосновении с твердой фазой, протекают два противоположно направленных процесса. С одной стороны, полярные молекулы воды ориентируются определенным образом относительно Ba⁺² и SO₄^-2, входящих в состав кристаллической решетки BaSO₄, а выделяющаяся при этом энергия гидратации способствует их отрыву от кристалла и переходу в раствор в виде гидратированных ионов. С другой стороны, гидратированные ионы Ba⁺² и SO₄^-2, сталкиваясь при движении с твердой фазой, испытывают притяжение со стороны противоположно заряженных ионов, лежащих на ее поверхности, и, освобождаясь от гидратной оболочки, снова занимают свои места в кристаллической решетке. Когда оба процесса протекают с одинаковой скоростью, в системе устанавливается равновесие:

BaSO₄ « Ba⁺² + SO₄^-2

В соответствии с законом действия масс состояние равновесия зависит только от произведения концентраций ионов, которое для малорастворимого электролита является величиной постоянной.

Произведение концентраций ионов в насыщенном растворе малорастворимого электролита представляет собой величину постоянную при данной температуре, обозначается ПР и называется произведением растворимости.

Для сульфата бария (концентрация молярная).

Зная ПР, можно рассчитать растворимость (моль/л) данного соединения. По данным растворимости можно вычислить ПР. Значение ПР для ряда малорастворимых электролитов приведены в табл. 6 приложения.

Пример 1. Растворимость (S) сульфата бария BaSO₄ при 25 °С равна 1,1×10^-5 моль/л. Рассчитать произведение растворимости сульфата бария.

Решение. Концентрация ионов Ba⁺² и SO₄^-2 численно равна концентрации растворенной соли: [Ba⁺²] = [SO₄^-2] = 1,1×10^-5 моль/л.

Таким образом,

Пример 2. Вычислить мольную растворимость СаСО₃ в воде.

Решение. Концентрация каждого из ионов будет равна той же величине S моль/л, а произведение растворимости

.

Отсюда

Для трехионного малорастворимого электролита, например СаF₂, соотношение между мольной растворимостью S и произведением растворимости имеет более сложный вид. Так как при диссоциации одного моля СаF₂ образуется 1 моль Сa⁺² и 2 моля F^-, то концентрации этих ионов будут следующими: [Сa⁺²] = S моль/л; [F^-] = 2S моль/л. Подставив эти значения в выражение ПР, получим

Для четырехионного малорастворимого электролита, например Ag₃PO₄,

При увеличении концентрации одного из ионов электролита в его насыщенном растворе, например, путем введения другого электролита, содержащего этот ион, произведение концентраций ионов электролита становится больше ПР. Равновесие между твердой фазой и раствором смещается в сторону образования осадка. Таким образом, условием образования осадка является превышение произведения концентраций ионов малорастворимого электролита над его произведением растворимости.

Растворение осадка малорастворимого электролита происходит при условии, что произведение концентраций его ионов меньше значения ПР.

Пример 3. Смешаны равные объемы 0,01 М растворов хлорида кальция и сульфата калия. Образуется ли осадок сульфата кальция?

Решение. Найдем произведение концентраций ионов Сa⁺² и SO₄^-2 и сравним его с произведением растворимости сульфата кальция. Исходные молярные концентрации растворов СаCl₂ и К₂SО₄ одинаковы и равны 0,01 моль/л. При смешении растворов общий объем раствора увеличится в два раза, а концентрации ионов [Сa⁺²] и [SO₄^-2] уменьшатся вдвое по сравнению с исходными. Таким образом, [Сa⁺²] = [SO₄^-2] = 0,005 = 5×10^-3 моль/л.

Рассчитаем произведение концентраций ионов:

[Сa⁺²] × [SO₄^-2] = (5×10^-3) ² = 2,5×10^-5.

По данным табл. 6 приложения Найденное значение произведения концентраций ионов меньше , следовательно, полученный раствор будет ненасыщенным относительно сульфата кальция, и осадок не образуется.

ЗАДАЧИ*

10.1. Растворимость PbI₂ при 25 °С равна 6,5×10^-4 моль/л. Вычислить произведение растворимости этой соли.

10.2. Произведение растворимости Cd(OH)₂ равно 2×10^-14. Определить растворимость этого гидроксида.

10.3. К 0,05 л раствора SrS с молярной концентрацией 0,002 моль/л прилит равный объем раствора MgSO₄ с концентрацией 0,004 моль/л. Выпадет ли осадок SrSO₄?

10.4. В 0,5 л насыщенного раствора содержится 0,93×10^-3 г растворенного AgCl. Вычислить произведение растворимости этой соли.

10.5. Вычислить произведение растворимости PbBr₂ при 25 °С, если растворимость соли при этой температуре равна 1,32×10^-2 моль/л.

10.6. Исходя из произведения растворимости карбоната кальция найти массу СаСО₃, содержащуюся в 0,1 л его насыщенного раствора.

10.7. Найти массу серебра, находящегося в виде ионов в 1 л насыщенного раствора AgI.

10.8. Во сколько раз растворимость в воде Fe(OH)₂ больше растворимости Fe(OH)₃ при 25 °С?

10.9. Образуется ли осадок хлорида свинца, если к 0,2 М раствору Pb(NO₃)₂ добавить равный объем 0,4 М раствора NaCl?

10.10. Найти массу свинца, находящегося в виде ионов в 1 л насыщенного раствора PbCl₂.

10.11. Вычислить растворимость и молярные концентрации ионов в растворе Ag₂CrO₄.

10.12. Насыщенный раствор BaCrO₄ содержит 1,5×10^-5 моля соли в 1 л раствора. Вычислить произведение растворимости BaCrO₄.

10.13. Растворимость СаСО₃ при 35 °С равна 6,9×10^-5 моль/л. Вычислить произведение растворимости соли при этой температуре.

10.14. В 0,5 л воды при 18 °С растворяется 0,0166 г Ag₂CrO₄. Чему равно произведение растворимости этой соли?

10.15. В каком объеме насыщенного раствора CuS содержится 1 мг растворенной соли?

10.16. Для растворения PbI₂ массой 5,8 г потребовалось 10 л воды. Вычислить произведение растворимости этой соли.

10.17. Рассчитать молярную концентрацию ионов серебра в насыщенном водном растворе AgОН.

10.18. Рассчитать и сравнить молярную концентрацию ионов Pb⁺² в насыщенных водных растворах PbSО₄ и PbI₂.

10.19. Для растворения 1,16 г PbI₂ потребовалось 2 л воды. Найти произведение растворимости этой соли.

10.20. Рассчитать молярную концентрацию ионов в насыщенном водном растворе As₂S₃.

10.21. Будет ли образовываться осадок CaSO₄, если к раствору, содержащему 0,02 моль/л CaCl₂, прибавить равный объем раствора, содержащего 0,2 моль/л H₂SO₄?

10.22. Рассчитать молярную концентрацию BaSO₄ в насыщенном водном растворе, содержащем 0,01 моль/л Na₂SО₄.

10.23. Рассчитать молярную концентрацию AgCl в насыщенном водном растворе, содержащем 0,01 моль/л NaCl.

10.24. В 3 л насыщенного раствора PbSО₄ содержится в виде ионов 0,093 г свинца. Вычислить произведение растворимости PbSО₄.

10.25. Вычислить произведение растворимости Pb₃(РО₄)₂, если в 1 л насыщенного раствора содержится 1,2×10^-6 г растворенной соли.

10.26. В 1 л насыщенного раствора Ag₂CrO₄ содержится при некоторой температуре 0,025 г соли. Вычислить произведение растворимости Ag₂CrO₄.

10.27. В каком объеме насыщенного раствора CaCО₃ содержится 1 г соли?

10.28. В 0,1 л насыщенного раствора PbI₂ содержится 0,0268 г свинца в виде ионов. Вычислить произведение растворимости PbI₂.

10.29. В 0,05 л насыщенного раствора Ag₂CО₃ содержится 6,3×10^-6 моля CО₃^-2. Вычислить произведение растворимости Ag₂CО₃.

10.30. Вычислить мольную растворимость СаF₂ в воде и в 0,05 М растворе CaCl₂.

Раздел 11. Комплексные соединения.

Строение, номенклатура, равновесия в растворах

Комплексные соединения представляют собой устойчивые соединения частиц, способных к самостоятельному существованию как в кристаллическом, так и растворенном состоянии. В основе теории строения комплексных соединений лежит координационная теория швейцарского химика, лауреата Нобелевской премии Альфреда Вернера. Суть этой теории состоит в следующем: в центре комплексного соединения расположен центральный ион (комплексообразователь). В качестве комплексообразователя чаще всего выступают положительно заряженные ионы металлов VIII группы и некоторые металлы I, II, VI, VII групп: Fe⁺², Fe⁺³, Ni⁺², Co⁺³, Pt⁺², Pt⁺⁴, Pd⁺², Cr⁺³, Cu⁺², Au⁺, Au⁺³, Ag⁺, Zn⁺², Cd⁺², Hg⁺² и др.

Вокруг комплексообразователя расположены, иначе говоря, координированы лиганды. Лигандами являются нейтральные молекулы (H₂O, NH₃, CO, спирты, альдегиды, амины и др.), а также отрицательно заряженные ионы (Сl^-, Br^-, I^-, NO₂^-, CN^-, SO₄^-2 и т. д.).

Количество s-связей между комплексообразователями и лигандами называется координационным числом (КЧ). Большинство комплексных соединений имеет КЧ, равное 2, 4 или 6. Эти числа соответствуют наиболее симметричной геометрической конфигурации комплекса: линейной (КЧ = 2), тетраэдрической (КЧ = 4) и октаэдрической (КЧ = 6). Координационное число зависит от двух основных факторов: степени окисления комплексообразователя и размеров ионов комплексообразователя и окружающих его лигандов.

Комплексообразователь и лиганды вместе образуют внутреннюю сферу комплексного соединения, которая при написании формулы заключается в квадратные скобки. Например, соединение CoCl₃×6NH₃ имеет координационную формулу [Co(NH₃)₆]Cl₃ (комплексообразователь Co⁺³, лиганды – молекулы NH₃, КЧ = 6), а соединение Fe(CN)₃×3KCN записывается как K₃[Fe(CN)₆].

Заряд комплексного иона можно рассчитать как алгебраическую сумму зарядов входящих в него частиц:

Co⁺³+6NH₃⁰®[Co(NH₃)₆]⁺³ (+3)

Ag⁺+2CN^-®[Ag(CN)₂]^- (+1 - 2 = -1)

Координационная емкость лиганда – число координационных мест, занимаемых каждым лигандом. Для большинства лигандов координационная емкость лиганда равна единице, реже двум. Анионы Сl^-, Br^-, I^-, NO₂^-, молекулы NH₃ и H₂O занимают в комплексах одно координационное место и называются монодентатными. Анионы SO₄^-2, CO₃^-2, С₂O₄^-2 и молекулы N₂H₄, NH₂–СН₂–СН₂–NH₂ занимают чаще всего по два координационных места и называются бидентатными. Существуют лиганды с большей емкостью – полидентатные.

Если комплексный ион заряжен положительно, то образуется комплексное соединение катионного типа. Отрицательно заряженный комплексный ион образует комплексное соединение анионного типа. Если заряд внутренней сферы равен нулю, то соединение относится к электронейтральному типу. Заряд комплексного иона внутренней сферы должен быть компенсирован зарядом иона внешней сферы. Если соединение электронейтрального типа, то внешней сферы нет.

Комплексные соединения чрезвычайно многообразны. К основным типам комплексных соединений относятся следующие:

· аммиакаты – комплексы, в которых лигандами служат молекулы аммиака, например [Cu(NH₃)₄]SO₄, [Co(NH₃)₆]Cl₃, [Pt(NH₃)₆]Cl₄; комплексы, аналогичные аммиакатам, в которых роль лигандов выполняют молекулы аминов: СН₃NH₂ (метиламин), С₂Н₅NH₂ (этиламин), NH₂СН₂СН₂NH₂ (этилендиамин);

· аквакомплексы – комплексы, в которых лигандом выступает вода: [Co(Н₂О)₆]Cl₃, [Аl(Н₂О)₆]Cl₃, [Сr(Н₂О)₆]Cl₃;

· ацидокомплексы – комплексы, в которых лигандами являются анионы, например гидроксокомплексы Nа₂[Zn(ОH)₄], K₂[Pt(OH)₅Cl] и др.