Практична робота рівновага в розчинах амфотерних електролітів

Мета: Навчитися складати рівняння хімічних реакцій в розчинах амфотерних електролітів.

Катіони IV аналітичної групи з розчинами лугів утворюють гідроксиди, які мають амфотерні властивості, тобто розчиняються як у кислотах, так і у надлишку розчину лугу з утворенням гідроксоаніонів.

Наприклад:

ZnCl₂ + 2NaOH → Zn(OH)₂ ↓ + 2NaCl

Zn²⁺ + 2OH^- → Zn(OH)₂↓

Zn(OH)₂↓ + 2NaOH → Na₂[Zn(OH)₄]

Zn(OH)₂↓ + 2 ОH^- → [Zn(OH)₄]^2- (тетрагідроксоцинкат-аніон)

Zn(OH)₂↓ + 2HNO₃ → Zn(NO₃)₂+2H₂O

Zn(OH)₂↓ +2H⁺ → Zn²⁺+2H₂O

Гідроксоаніони стійкі тільки у лужному середовищі. При зменшенні рН розчинів, наприклад, при додаванні хлоридної кислоти, вони спочатку утворюють осади відповідних гідроксидів:

Na₂[Zn(OH)₄] + 2HCl → Zn(OH)₂↓ + 2H₂O + 2NaCl

[Zn(OH)₄]^2- + 2H⁺ → Zn(OH)₂↓ + 2H₂O

При цьому встановлюється рівновага, напрямок якої можна змінювати регулюванням рН середовища.

При подальшому додаванні хлоридної кислоти осади розчиняються.

Zn(OH)₂↓ + 2HCl →ZnCl₂+2H₂O

Zn(OH)₂↓ + 2H⁺ → Zn²⁺ + 2H₂O

Явище амфотерності відіграє велику роль у хімічному аналізі. Наприклад, для того щоб відокремити катіони IV аналітичної групи (Zn²⁺, Cr³⁺, A1³⁺, Sn²⁺, Sn(IV)) від катіонів V і VІ аналітичних груп.

Завдання для самостійної роботи

1. Записати рівняння хімічних реакцій у молекулярному та молекулярно-іонному виглядах одержання гідроксидів наданних катіонів:

Zn²⁺; Cr³⁺; Al³⁺; Sn²⁺; Pb²⁺

2. Довести амфотерні властивості одержаних гідроксидів.

Глава 3. Рівновага в гетерогенних системах

3.1. Добуток розчинності

Гетерогенною називають систему, яка складається з кількох фаз (рідкої, твердої чи газоподібної), які мають поверхню поділу між фазами. Наприклад, з двох рідин, що не змішуються або твердої та рідкої фази.

Закон діючих мас застосовується і для гетерогенних систем.

Гетерогенна рівновага – це рівновага, яка встановлюється на межі поділу фаз.

Найчастіше в практиці аналітичної хімії зустрічаються гетерогенні системи типу: осад (тверда фаза) речовини, що знаходиться в рівновазі з його насиченим розчином (рідка фаза). Абсолютно нерозчинних речовин не існує, тому, якщо утворюється осад, то рідина над розчином – це насичений розчин малорозчинного електроліту.

Наприклад:

BaSO_4(т) F Ba²⁺ + SO₄^2–

Молярною розчинністю речовини S називають число моль розчиненої речовини, яка міститься в 1 дм³ його насиченого розчину:

, моль/ дм³

Добуток розчинності малорозчинного –це величина, яка дорівнює добутку рівноважних концентрацій іонів даного електроліту в його насиченому розчині, взятих в ступенях, що дорівнюють відповідним стехіометричним коефіцієнтам. Позначається символами ДР,L, K

Будемо дотримуватись позначення, рекомендованого ІЮПАК - K .

Запишемо вираз константи гетерогенної рівноваги для BaSO₄

Оскільки для малорозчинної речовини можна вважати концентрацію майже незмінною, вносимо [BaSO₄] під знак константи, отримуючи нову сталу величину:

Правило добутку розчинності (В.Нернст, 1889):

Д обуток концентрацій малорозчинної сполуки в її насиченому розчині при постійній температурі є величина стала.

Згідно з рівнянням BaSO_4(т) F Ba²⁺ + SO₄^2–,

[Ba²⁺] = [SO₄^2–]= S(BaSO₄)

Тоді :

Знаючи довідникове значення K , можна визначити розчинність

В загальному випадку для гетерогенної рівноваги

K_nA_m ↔ nK^m+ + mAⁿ⁺

Добуток розчинності

Тоді формула для визначення молярної розчинності:

, моль/дм³

Добуток розчинності дозволяє визначити умови утворення насичених, ненасичених та пересичених розчинів.

Так, для розчину умовного електроліту K_nA_m, якщо:

З ненасиченого розчину осад випадати не буде.

Якщо іонний добуток буде більше за добуток розчинності (розчин пересичений), то осад випадатиме. І це буде відбуватись доти, поки концентрації іонів в розчині не будуть дорівнювати їх розчинності в насиченому розчині.

Таким чином, умова утворення осаду:

> K