2.5. Як записувати реакції у лабораторних журналах?

Виконуючи досліди із якісного аналізу, трудомісткість яких порівняно невелика, здобуваємо хімічну ерудицію не тільки із реакцій виявлення, а й з процесів переводу проби у розчин та відокремлення компонентів.

Обґрунтовуючи спостереження, у лабораторних журналах наводимо хімічні реакції. Їх повний список може бути занадто великим і потребувати великих витрат часу. Краще розвивати здатність відрізняти головне від другорядного і реакції із малим виходом не наводити.

Умовимось не вживати формально записів реакцій у «іонному» або «молекулярному» вигляді, а намагатимемось, щоб у реакціях брали участь реагенти, що переважають у системі. За такими реакціями легше оцінювати рівноважний склад, обґрунтовуючи певну операцію аналізу. Уникаймо запису формул неіснуючих у розчині молекул сильних електролітів (їх список – у розділі «2.2. Активності та рівноважні концентрації», підрозділі «Концентраційні константи»). Так, не записуймо формул HCl або NaCl. Як реагент зразу вказуємо відповідний іон, такий як H⁺ або Cl^‑. Так, запис

HCl  H⁺ + Cl^‑   вважаємо за неприпустимий,

бо реакція не є оборотною (HCl у розчині не існує), а запис

HCl  H⁺ + Cl^‑   є припустимим для початківця,

але краще і його уникати, залишаючи в уяві.

Записуємо ті форми (у тому числі слабких електролітів), що переважають у системі. Це можуть бути як іони, так і молекули. Про умови переважання дізнаємось з наближених оцінок, одержаних за методами, розглянутими у прикладах 2.15 чи 2.16 та у наступних главах.

Слідкуємо, щоб у реакціях (крім автопротолізу води) іони Н⁺ та ОН^‑ не зустрічались одночасно. Який із них слід залишити, визначаємо із передбачення, кислу чи лужну реакцію створено у системі. Вирішити це звичайно легко, бо для бажаних ефектів часто вводять надлишок або кислоти, або основи. Іони Н⁺ чи ОН^‑ при потребі вилучаємо, включаючи у лінійну комбінацію автопротоліз води.

Як незаряджені частинки записуємо формули речовин у твердих й газоподібних фазах та у неіонізуючих розчинниках (із малою діелектричною постійною). Полегшуючи уявлення про форму ЗДМ, не забуваймо позначити фазу, у якій міститься реагент. Нагадаймо, що у довідниках речовину в твердій фазі позначено через (s), а у газоподібній фазі через (g) після хімічної формули. Замість цих позначок можна вживати стрілки “вниз” або “вгору”, тобто  та . Додержуйтесь одного стилю позначення – того, що Вам до вподоби, бо змішування стилів не справляє доброго враження. Речовини у неводяному розчиннику позначаємо або назвою (чи формулою) розчинника у дужках, або рискою над формулою реагенту.

Не варто прагнути до надмірного лаконізму в записах. Краще навести декілька реакцій. Почнімо з перетворення вихідних реагентів (для таких реакцій звичайно переходять до граничного складу). Потім, із участю переважаючих компонентів, записуємо “аналітичні” реакції, що дають продукти, чи пов’язані з виникненням сигналу (утворенням чи розчиненням осаду, забарвленням тощо), чи із зменшенням сигналу від речовин, що заважають (маскуванням). Так, розчиняючи Ag₂S(s) в азотній кислоті, c(HNO₃) = 3 моль/л, записуємо лінійну комбінацію

3	Ag2S(s)	 2 Ag+ + 2 S2‑,	‑50,1,
3	S2‑ ‑ 2 е‑	 S(s, ромбічна),	15,7,
2	NO3‑ + 4 H+	 NO(g) + 2 H2O,	48,7,
3 Ag2S(s) + 2 NO3‑ + 8 H+		 6 Ag+ + 3 S(s) + 2 NO(g) + 4 H2O, ‑5,8,

де про дисоціацію сильної кислоти НNO₃ навіть не згадуємо.

Приклад 2.17. Якісна проба на присутність Mg²⁺. До 2 крапель розчину, що досліджують, додають по 2 краплі розчинів із с(HCl) = 3 моль/л та насиченого розчину Nа₂HPO₄. По краплях, перемішуючи, додають розчин із с(NH₃) = 3 моль/л. У присутності Mg²⁺ випадає MgNH₄PO₄(s), білий осад, розчинний у кислотах. Записати рівняння реакцій.

Розв’язок. Не записуємо дисоціації сильних електролітів, HCl та Nа₂HPO₄ (солі Nа⁺). За послідовністю додавання реагентів, почнімо з реакцій (дивись приклад 2.14)

2 H⁺ + HPO₄^2‑  H₃PO₄ , H₃PO₄ + 2 NH₃  2 NH₄⁺ + HPO₄^2‑,

а далі подаймо лінійну комбінацію, відповідальну за спостережений ефект,

1	HPO42-	 H+ + PO43- ,	‑lg KH1 = ‑12,3,
1	NH3 + H+	 NH4+ ,	lg KH = 9,24,
1	Mg2+ + NH4+ + PO43-	 MgNH4PO4(s),	‑lg Ks = 12,6,
Mg2+ + NH3 + HPO42-		 MgNH4PO4(s),	lg K = 9,54,

що містить переважаючі форми допоміжних реагентів, NH₃ та HPO₄^2-. Це краще для теоретичних досліджень, ніж вихідна реакція (з константою K_s).

Приклад 2.18. Якісна проба на присутність Ва²⁺. До краплі розчину, що досліджують, нанесеної на крапельну пластинку, додають по краплі розчинів із с(K₂Cr₂O₇) = 0,3 моль/л та із с(NaAc) = 2 моль/л (NaAc – ацетат натрію). У присутності Ва²⁺ випадає жовтий осад. Записати рівняння реакцій.

Розв’язок. Дисоціацію сильних солей, K₂Cr₂O₇ та NaAc, не записуємо. Порівнюючи дію K₂CrO₄ (в окремому досліді) із дією суміші K₂Cr₂O₇ та NaAc, впевнюємося в тотожності результату, утворенню ВаCrO₄(s). Основа Бренстеда, Ac^‑, зв’язує H⁺ за допоміжною реакцією

1	Cr2O72‑ + Н2О	 2 HCrO4‑,	-1,53,
2	HCrO4‑	 H+ + CrO42‑,	‑ lg KH1 = -6,51,
2	H+ + Ас‑	 HАс,	lg KH = 4,76,
Cr2O72‑ + 2 Ас‑ + Н2О		 2 CrO42‑ + 2 HАс,	lg K = -4,83.

Далі іон CrO₄^2‑ осаджуватиме Ва²⁺:

Ba²⁺ + CrO₄^2‑  ВаCrO₄(s), ‑ lg K_s = 9,67.

Можна й не виділяти окремо реакції із допоміжними реагентами, записуючи загальну лінійну комбінацію:

1/2	Cr2O72‑ + Н2О 	2 HCrO4‑,		-1,53,
1	HCrO4‑ 	H+ + CrO42‑,		‑ lg KH1 = -6,51,
1	H+ + Ас‑ 	HАс,		lg KH = 4,76,
1	Ba2+ + CrO42‑ 	ВаCrO4(s),		‑ lg Ks = 9,67,
Ba2+ + 1/2 Cr2O72‑ + Ас‑ + 1/2 Н2О 			ВаCrO4(s) + HАс,		lg K = 7,25.

Приклад 2.19. Пояснити спостереження: осад AgCl(s) розчиняється у концентрованій HCl; розводячи розчин водою, знову одержуємо каламуть.

Розв’язок. Розчинення спричиняється утворенням комплексів із надлишком Cl^‑, аналогічно реакції із іоном І^‑, що розглянута у прикладі 2.9. У лабораторному журналі записуємо лінійну комбінацію реакцій:

1	AgCl(s)	 Ag+ + Cl‑,	lg Ks = ‑9,75,
1	Ag+ + 3 Cl‑	 AgCl32‑,	lg 3 = 6,0 [I = 4],
AgCl(s) + 2 Cl‑		 AgCl32‑,	lg Ks3 = ‑3,75.

Із ЗДМ цієї реакції,

[AgCl₃^2‑] / [Cl^‑]² = K_s3,

бачимо, що, розводячи розчин у n разів, зменшуємо чисельник у n разів, а знаменник – у n² разів. Отже, дріб збільшується у n разів. Щоб виправити цей зріст (дріб – постійна величина, що дорівнює K_s3 !), реакцію зміщуємо ліворуч. Тоді чисельник [AgCl₃^2‑] зменшиться, а знаменник [Cl^‑] зросте. Обидва ефекти зменшать дріб, аж поки вона не стане рівною константі K_s3. Щоб пояснити ефект, досить наведених якісних доказів: зміщуючи реакцію ліворуч, збільшуємо кількість твердої фази AgCl(s). Такий самий ефект дав би і комплекс AgCl₄^3‑ . Проте його константа і сама наявність точно не встановлені, деякі фахівці піддають їх сумніву.

Якби утворювався лише комплекс AgCl₂^‑,

AgCl(s) + Cl^‑  AgCl₂^‑,

то істотних змін від розведення розчину не слід чекати, бо його вплив на чисельник і знаменник був би однаковий.