- •Министерство образования Республики Беларусь
- •Знания, необходимые для изучения темы
- •1 Отличительные особенности обменных реакций в водных растворах электролитов. Условия, необходимые для их протекания
- •2 Уравнения обменных реакций
- •Если среди исходных веществ имеются комплексные соединения, то возможны следующие варианты реакций обмена с их участием:
- •4 Количественная характеристика обменных реакций. Константа ионно-молекулярного равновесия
- •Преимущественное направление ионно-молекулярных реакций
- •5 Влияние кислотности среды на растворимость малорастворимых солей
- •6 Влияние комплексообразования на растворимость малорастворимых солей
- •7 Получение заданного вещества реакцией обмена
- •7.2 Заданный продукт – сильный хорошо растворимый электролит
- •Задания для самостоятельной работы
- •Приложение а (справочное)
Преимущественное направление ионно-молекулярных реакций
Величина константы ионного равновесия может дать информацию о преимущественном направлении обратимой реакции, а также может оказаться единственно надежным показателем практической реализации данного процесса. Так, например, сравнивая константы рассмотренных выше равновесий, можно сказать, что в стандартных условиях реакция (а) примерно равновероятна в обоих направлениях, реакция (б) протекает преимущественно вправо, а константа для (в) настолько велика, что эту реакцию можно считать практически необратимой.
5 Влияние кислотности среды на растворимость малорастворимых солей
Рассмотрим следующие ионно-молекулярные равновесия:
а) CuS + 2H+ Cu2+ + H2S, б) CoS + 2H+ Co2+ + H2S .
Из уравнений реакций видно, что в обоих равновесиях участвуют ионы водорода, и поэтому в соответствии с принципом Ле-Шателье увеличение кислотности среды в обоих случаях должно сместить равновесия вправо, в результате чего растворимость и CuS, и CoS должна увеличиться.
Насколько ощутимыми будут эти эффекты? Для начала рассчитаем растворимость CuS и CoS в воде:
а) CuS Cu2+ + S2–, SCuS =ПРCuS= 610–36 = 2,410–18 моль/дм3;
б) CoS Co2+ + S2–, SCoS = ПРCoS= 410–21 = 6,310–11 моль/дм3,
Для расчета растворимости этих солей в кислотах, например, при pH=0, рассчитаем соответствующие константы равновесий и затем, с их помощью, – равновесные концентрации ионов металлов в растворах:
а) K = [Cu2+][H2S]/[H+]2= ПРCuS/К1 К2(H2S) = 6,310–36 /2,510–20 = 2,510–16;
учитывая, что при pH=0 [H+]=1M, а [Cu2+]=[H2S] (при столь малой растворимости соли образующийся сероводород скорее всего останется в растворе), получим:
K = [Cu2+][H2S], откуда [Cu2+]=[CuS] = 2,510–16 = 1,610–8 M
т.о., растворимость CuS при pH=0 – всего 1,610–8 М (или 1,510–6 г/л);
б) аналогично для CoS получим:
K = ПРCoS/К1 К2(H2S) = 410–21/2,510–20 = 0,16;
[Co2+] = [CoS] = K= 0,16 = 0,4 M.
В последнем расчете требуется продолжение. Дело в том, что концентрация 0,4 М для сероводорода при нормальных условиях не достигается, т.к. растворимость его в воде 0,1 моль/дм3 – эту предельную концентрацию и следует включить в расчет.
Получим: K = [Co2+][H2S]/[H+]2 = [Co2+]0,1/1, откуда
[Co2+] = K/0,1 = 0.16/0,1 = 1,6 моль/дм3; такой же должна быть и растворимость CoS (1,6 моль/дм3 или 145,6 г/л).
А теперь изменим исходную задачу. Зададим предельную концентрацию ионов меди (например, [Cu2+]= 1.10–6 M) в насыщенном растворе CuS и рассчитаем, при какой концентрации кислоты этот предел будет достигнут:
K = [Cu2+][H2S]/[H+]2 = (10–6)2/[H+]2 = 2,510–16, откуда [H+] = 63 М.
Понятно, что такую концентрацию ионов водорода практически не получить. (Напомним, что насыщенный раствор хлороводорода 10 М; концентрированная серная кислота – 18 М). Следовательно, в растворах с любой кислотностью при растворении CuS концентрация меди не превысит
10-6 моль/дм3 (или другими словами: ионы меди в форме сульфида осаждаются практически количественно из растворов с любой кислотностью).
На основании выполненных расчетов можно заключить, что хотя в растворимость и CoS, и CuS должна увеличиваться с уменьшением pH раствора, растворимость сульфида меди от этого практически не зависит.