Произведение растворимости hcl. Произведение растворимости
Страница 1
ЗАНЯТИЕ №
Тема: Гетерогенные равновесия. Константа растворимости.
Мотивация изучения темы. В биологических жидких средах преобладают не гомогенные, а гетерогенные равновесия. Изучение этих равновесий, направление их смещений имеет немаловажное практическое значение для понимания закономерностей образования и растворения труднорастворимых веществ в организме.
Ученые, изучающие биологическую эволюцию, считают, что различная растворимость природных соединений в воде оказала большое влияние на их содержание в живых организмах. Между растворимостью соединений в воде и токсическим действием ионов ряда элементов имеется тесная взаимосвязь. Например, введение ионов Al 3+ в организм вследствие образования малорастворимого AlPO 4 приводит к рахиту.
Реакции осаждения лежат в основе метода осаждения, который широко применяют в количественном анализе фармацевтических препаратов. Метод осаждения используют в клиническом анализе хлоридов в моче, желудочном соке, крови; в санитарно-гигиеническом анализе – при анализе питьевых вод.
Цель: Изучить гетерогенные равновесия в насыщенных растворах труднорастворимых электролитов.
Задачи изучения:
1. Приобрести навыки расчета константы растворимости в насыщенных растворах труднорастворимых электролитов.
2. Приобрести навыки расчета растворимости электролита по величине константы растворимости электролита.
3. Приобрести навыки прогнозирования образования и растворения осадков.
Продолжительность занятия - 165 минут (135 учебного времени и 30мин перерыв).
Место проведения занятия - учебный практикум (кафедра общей химии)
Задания для самостоятельной работы студента во внеучебное время (самоподготовка).
А. Контрольные вопросы
1. Гетерогенные равновесия в насыщенных растворах малорастворимых электролитов.
2. Константа растворимости.
3. Условия образования и растворения осадков. Влияние одноименных ионов на растворимость малорастворимого электролита.
1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учебник для ВУЗов/ Ю.А. Ершов, В.А. Попков, А.С. Берлянд и др. - 2 изд. - М.: ВШ, 2000.
2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов/под ред. В.А. Попкова, А.В. Бабкова - М.: ВШ, 2006.
3. Пузаков С.А., Попков В.А., Филиппова А.А. Сборник задач и упражнений по общей химии. - М.: ВШ, 2007.
4. Практикум по общей и биоорганической химии /под ред. Попкова В.А. – 3-е изд.-М.: изд.центр «Академия», 2008.-240с
В. Обучающий материал.
В насыщенных растворах труднорастворимых электролитов произведение концентрации ионов этих электролитов, возведенных в степень их стехиометрических коэффициентов, есть величина постоянная при определенной температуре и называется константой растворимости (Ks).
На основании величины Ks можно прогнозировать образование и растворение осадков электролитов:
Электролит выпадает в осадок, когда произведение концентраций его ионов в растворе больше величины Ks.
Осадок электролита растворяется, когда произведение концентраций ионов электролита в растворе меньше величины Ks этого электролита.
Примечание. Если растворимость электролита выражена в моль/л, это есть молярная концентрация электролита.
Задача №1 Растворимость BaF 2 в воде при 18°С равна 7,5·10 -3 моль/л. Рассчитать константу растворимости ВаF 2 при этой температуре.
Дано: Решение.
С(Ba F 2)= 7,5·10 -3 моль/л 1. BaF 2 ⇄ Ba 2+ +2F -
Ks -? Ks (BaF 2) = [Ва 2+ ] · 2
При диссоциации 1 моль BaF 2 образуется 1 моль ионов Ba 2+ и 2 моль ионов F - , таким образом, концентрация ионов Ba 2+ равна растворимости (концентрации) BaF 2 , а концентрация ионов F - в два раза больше, т.е.
Константа растворимости BaF 2 равна:
Ответ: Ks (BaF 2) = 1,69 ·10 -6
Задача №2. Константа растворимости сульфида марганца MnS при 25° C равна 2,5 ·10 -10 . Рассчитать растворимость сульфида марганца в воде (в моль/л) при этой температуре.
Дано: Решение.
Ks (MnS) = 2,5·10 -10 1. MnS ⇄ Mn 2+ + S 2-
C(MnS) - ? Ks (MnS) = ·
при диссоциации 1 моль MnS образуется по 1 моль ионов Mn 2+ и S 2- , следовательно, концентрации ионов Mn 2+ и S 2- равны концентрации (растворимости в моль/л) электролита MnS. Обозначив концентрации ионов Mn 2+ и S 2- через Х, получим:
Х = 
Ответ: растворимость сульфида марганца в воде при 25°С равна 1,58·10 -5 моль/л.
Задача №3.
Ks (CdS) = 7,1·10 -28 . Выпадет ли осадок сульфида кадмия CdS, если к 1л 0,1н раствора нитрата кадмия Cd(NO 3) 2 прибавить такой же объем 0,01н раствора сульфида натрия Na 2 S? Степень диссоциации исходных электролитов принять равной единице.
Дано: Решение:
Ks (CdS) = 7,1·10 -28 1. CdS⇄ Cd 2+ + S 2-
V(Cd(NO 3) 2) = V(Na 2 S) = 1л Осадок CdS образуется, если ·[ S 2- ]> Ks (CdS)
C f экв (Cd(NO 3) 2) = 0,1моль/л 2. Cd(NO 3) 2 ⇄ Cd 2+ + 2NO 3 -
C f экв (Na 2 S) = 0,01моль/л C(Cd 2+) = C(Cd(NO 3) 2)
α(Cd(NO 3 ) 2 ) = α(Na 2 S) = 1 C(Cd(NO 3) 2) = ½ C f экв (Cd(NO 3) 2)
образуется ли осадок CdS-? C(Cd(NO 3) 2) = ½ · 0,1= 0,05 моль/л
C(Cd 2+) = 0,05моль/л (до смешивания растворов)
3. Na 2 S⇄ 2Na + + S 2-
C(S 2-) = C(Na 2 S); C(Na 2 S) = ½ C f экв (Na 2 S)
C(Na 2 S) = ½ · 0,01= 0,005 моль/л; C(S 2-) = 0,005 моль/л (до смешивания растворов).
4. после смешивания 1л Cd(NO 3) 2 и 1л Na 2 S объем раствора увеличился вдвое, а концентрации ионов в единице объема уменьшатся в два раза и станут равными:
C(Cd 2+) = 0,05: 2 = 0,025моль/л = 2,5·10 -2 моль/л
C(S 2-) = 0,005: 2 = 0,0025моль/л = 2,5·10 -3 моль/л
5. ·[ S 2- ] = 2,5·10 -2 ·2,5·10 -3 = 6,25·10 -5
6. ·[ S 2- ]> Ks (CdS)
6,25·10 -5 > 7,1·10 -28 следовательно, CdS выпадет в осадок
Д. Задачи для самостоятельного решения.
Задача 1. В 3л насыщенного при комнатной температуре раствора сульфата свинца (II) PbSO 4 содержится 0,132г соли. Вычислить Ks(PbSO 4). (Ответ: 2,1·10 -8).
Задача 2. Константа растворимости иодида серебра AgI при 25°C 1,5·10 -16 . Вычислить растворимость AgI в воде при этой температуре (в моль/л). (Ответ: растворимость AgI равна 1,22·10 -8 моль/л).
3. Выпадет ли осадок бихромата серебра Ag 2 Cr 2 O 7 при смешивании равных объемов 0,05н растворов AgNO 3 и K 2 Cr 2 O 7 ? Ks (Ag 2 Cr 2 O 7) = 2 ·10 -7 (25°C). Степень диссоциации AgNO 3 и K 2 Cr 2 O 7 принять равными единице. (Ответ: осадок Ag 2 Cr 2 O 7 выпадет).
страница 1
В химии часто используются гетерогенные (неоднородные) системы, состоящие из двух и более фаз, например, реакции осаждения.
Особенность реакций осаждения заключается в том, что в результате растворения образуется новая фаза - твердое вещество и возникает гетерогенная двухфазная система: раствор - осадок (существует равновесие между осадком, образующимся при осаждении, и раствором, соприкасающимся с осадком соответствующего вещества).
Осадки, используемые в химическом анализе, относятся к различным классам химических соединений - это соли, основания и кислоты. Чаще всего используют малорастворимые соли. Соли неорганических кислот представляют собой, как правило, сильные электролиты и в растворах практически полностью диссоциируют на ионы.
Основные закономерности для случая, когда осадок образован малорастворимым электролитом , кристаллическая решетка которого построена из ионов, можно представить следующим образом:
Таким образом, в насыщенном растворе неорганической малорастворимой соли М n А m содержатся в основном только отдельные ионы М m + и A n - , которые находятся в равновесии с твердой фазой М n A m:
К такой системе применим закон действующих масс:
Константа равновесия не зависит от абсолютного количества твердой фазы и при данной температуре является величиной постоянной.
При установившемся равновесии скоростей осаждения и растворения осадка в насыщенном растворе малорастворимого электролита при данной температуре и давлении произведение концентраций (активностей) его ионов есть величина постоянная. Эту константу называют произведением растворимости ПР (Lp - в немецкой литературе, Sp - в английской) или произведением активностей:
ПР(M n A m) = n · m (3.2)
Из уравнения (3.2) видно, что при увеличении концентрации катионов осадка уменьшается концентрация анионов (и наоборот), поскольку при возрастаний концентрации ионов М m + или A n - увеличивается вероятность встречи между ними. При этом скорость осаждения увеличивается по сравнению со скоростью реакции растворения осадка, и поэтому концентрация других разновидностей ионов в растворе уменьшается.
Равновесные молярные концентрации ионов M m + и A n - пропорциональны растворимости S (моль/л) вещества М n А m:
N ? S = m ? S,
тогда ПР = (n ? S) n ? (m ? S) m (3.3)
По значениям ПР можно сравнивать растворимость различных веществ. Например, из значений ПР для CaF 2 (4,0?10 -11) и BaF 2 (1,7?10 -6) можно заключить, что фторид кальция хуже растворим, чем фторид бария.
Численные значения произведения растворимостей приведены в справочниках (cм. приложение). Пользуясь ими, можно вычислить растворимость малорастворимого электролита в системе: раствор - осадок. Напоминаем, что растворимость S малорастворимого соединения - это концентрация его ионов в растворе над осадком.
ПРИМЕР 3.1 Произведения растворимости AgCl и Ag 2 CО 3 равны соответственно 1,6?10 -10 и 6,2?10 -12 при 25 0 С. Какая соль более растворима?
Решение: Определим молярные концентрации ионов в насыщенных водных растворах. AgCl = Ag + +Cl -
Если с 1 моль AgCl перешло в раствор, то = [С1 - ] = с 1 .
ПР(АgС1) = [С1 - ] = c 1 2
Для второй соли: Ag 2 CО 3 = 2Ag + + CO 3 2-
Если растворилось с 2 моль Ag 2 CО 3 , то:
2с 2 ; [СO 3 2- ] = с 2 ; ПР (Ag 2 CО 3) = 2 ? [СО 3 2- ] = (2c 2) 2 ? c 2 = 4c 2 3 ;
При сравнении с 1 и с 2 видно, что растворимость карбоната серебра в 10 раз выше растворимости хлорида серебра, хотя ПРAgCl > ПРAg 2 C0 3 и, казалось бы, растворимость АgС1 должна быть выше. Расчет показывает, что качественное сравнение растворимостей по величине ПР возможно лишь для веществ, образующих в растворах одинаковое суммарное число ионов. Например: ПРAgCl = 1,6 ? 10 -10 ; ПРAgI = l,0 ? 10 -16 ; с(AgCl) > с(AgI); ПРAg 2 CO 3 = 6,2 ? 10 -12 ; ПРAg 2 CrO4 = 2,0 ? 10 -12 ; с(Ag 2 CO 3) > c(Ag 2 CrO 4).
Под растворимостью обычно понимают концентрацию ионов металла в насыщенном растворе малорастворимой соли.
Соотношения (3.2) и (3.3) позволяют рассчитывать значения ПР по известной растворимости веществ и, наоборот, растворимость веществ по известным ПР при Т= const.
ПРИМЕР 3.2 Определите ПР фторида магния, если его растворимость (S) в воде равна 0,001 моль/л при некоторой температуре.
Решение: Mg 2+ + 2F - ↔ MgF 2(T) .
ПP = 2 = S · (2S) 2 = 4 · S 3 = 4 · (0,001) 3 = 4 ? 10 -9 .
ПРИМЕР 3.3 Растворимость Ag 2 CО 3 равна 3,17·10 -2 г/л (при 20 0 С). Вычислить произведение растворимости.
Решение: Пересчитаем концентрацию Ag 2 CO 3 , выраженную по условию задачи в граммах на литр, в моль на литр. Для этого разделим растворимость Ag 2 CO 3 в единицах моль/л на молярную массу Ag 2 CO 3:
Составляем уравнение диссоциации соли:
Ag 2 CО 3 ↔ 2Ag + + CO 3 2- .
1 моль Ag 2 CO 3 распадается на 2 моль Ag + и 1 моль СО 3 2- . Следовательно, 1,15 · 10 -4 моль Ag 2 CO 3 дают 2,3 · 10 -4 моль Ag + и 1,15 · 10 -4 моль СО 3 2- .
Отсюда: [Аg + ] = 2,3 · 10 -4 и [СО 3 2- ]= 1,15 · 10 -4 .
Вычисляем ПР:
ПР = [Аg + ] 2 · [СО 3 2- ] = (2,3 · 10 -4) 2 · (1,15 · 10 -4) = 6,08 · 10 -12 .
В общем случае для осадка М m А n растворимость в воде вычисляют по формуле:
где m + n - суммарное число катионов и анионов;
ПР - произведение растворимости вещества;
m - число молей катионов в уравнении диссоциации вещества;
n - число молей анионов в уравнении диссоциации вещества.
Формула (3.4) справедлива в том случае, если можно пренебречь влиянием ионной силы раствора и протеканием конкурирующие реакций.
В реальных условиях анализа сравнительно редко приходится иметь дело с насыщенными растворами малорастворимых соединений, не содержащими каких-либо посторонних ионов, которые способны взаимодействовать с ионами осадка. Эти конкурирующие реакции приводят к увеличению растворимости.
Так, катионы осадка могут вступать во взаимодействие с каким-либо лигандом, образуя комплексы, анионы осадка в свою очередь могут подвергаться протонизации.
Правило постоянства произведения концентраций следует из применения закона действия масс к насыщенному раствору малорастворимого электролита. Однако это правило имеет приближенный характер, потому что равновесие между осадком и раствором характеризуется более сложной зависимостью.
При введении в насыщенный раствор труднорастворимой соли постороннего электролита состояние равновесия нарушается, часть твердой фазы будет переходить в раствор и растворимость осадка увеличится.
Процесс растворения твердой фазы проходит до тех пор, пока активность ионов в растворе, т. е. их способность к взаимным столкновениям, не станет такой же, как и до введения в раствор постороннего электролита. После этого снова установится динамическое равновесие между осадком и ионами раствора. Поэтому постоянной величиной является не произведение концентрации ионов, а произведение их активности.
Активность - величина, учитывающая отклонения от законов идеальных растворов, связанные с различными взаимодействиями между частицами растворенного вещества, а также растворенного вещества и растворителя.
Правило произведения растворимости : в насыщенном растворе малорастворимой соли произведение активностей ионов при постоянной температуре и давлении является величиной постоянной.
ПА(M n A m)=(а M m+) n ·(а A n-) m (3.5)
Величину ПА называют произведением активности ; она, в отличие от произведения растворимости, не зависит от концентрации посторонних ионов в растворе. Формулу (3.5) используют, если нельзя пренебречь влиянием ионной силы раствора.
Связь между произведением растворимости и произведением активности можно установить, исходя из следующей зависимости:
а = f · с, (3.6)
где а - активность;
f - коэффициент активности;
с - концентрация раствора. моль/л.
Для расчета коэффициентов активности применяют правило ионной силы раствора :
I = 1/2 (C A · Z 2 A + C B · Z 2 B) · , (3.7)
где I - ионная сила раствора;
С А - концентрация иона А, моль/л;
Z А - заряд иона А;
С В - концентрация иона В. моль/л;
Z В - заряд иона В.
Тогда коэффициент активности можно рассчитать по формуле:
Значением ПР без поправок на ионную силу раствора можно пользоваться только при I < 0,0001, когда коэффициенты активностей близки к единице.
С увеличением концентрации ионов возрастает ионная сила раствора (сила электростатического притяжения ионов) и уменьшается кинетическая энергия движения ионов, т.е. уменьшается их активность.
ПРИМЕР 3.4. Вычислить растворимость Ag 2 CrО 4 в г/л с учётом коэффициентов активностей всех ионов. ПР Ag 2 CrО 4 = 1,2·10 -12.
Решение : Растворимость осадка в моль/л без учёта коэффициентов активностей вычисляют непосредственно по произведению растворимости:
ПР Ag 2 CrО 4 = 2 · = (2х ) 2 · х = 4x 3 = 1,2 · 10 -12 ; х = 6,7 · 10 -5 моль/л.
6,7 · 10 -5 моль/л; = 2 · 6,7 · 10 -5 моль/л.
По справочнику находим для J = 4 · 10 -4: fAg + = 0,98, fCrO 4 2- = 0,94.
Тогда ПР Ag 2 CrО 4 = fAg + · 2 · fCrO 4 2- · .
0,98 · (2х ) 2 · 0,94 · х = 1,2 · 10 -12
х = 6,9 · 10 -5 моль/л или 6,9 · 10 -5 · 331 = 0,023 г/л.
В присутствии посторонних электролитов коэффициенты активности ионов, которые зависят от ионной силы раствора, всегда меньше единицы. Отсюда можно заключить, что произведение растворимости, а также и растворимость малорастворимых соединений увеличивается в растворах с повышением концентрации сильных электролитов.
При добавлении реактива, в котором содержатся ионы, одноименные с ионами осадка, растворимость осадка уменьшается. Этим широко пользуются в химическом анализе.
ТРУДНОРАСТВОРМЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Закон действия масс применим к гетерогенной равновесной системе, состоящей из кристаллов малорастворимого электролита (соли, основания, кислоты) и его ионов в насыщенном растворе. Рассмотрим равновесия, наблюдаемые в насыщенном растворе какого-нибудь труднорастворимого вещества, например, CaSO 4 . В этой системе осадок находится в равновесии с насыщенным раствором этого вещества:
СaSO 4 Ca 2+ + SO 4 2–
осадок раствор
При установившемся гетерогенном ионном равновесии в раствор переходит в единицу времени столько ионов, сколько их снова возвращается в осадок (вследствие ничтожно малой растворимости считаем, что степень ионизации электролита в растворе равна 1). Константа равновесия для процесса растворения осадка имеет следующий вид:
откуда, K∙ тв = ∙
Концентрация твердого вещества есть величина постоянная:
Тв = const.
Учитывая это, K∙ тв как произведение двух постоянных величин также можно считать величиной постоянной, некоторой константой, характерной для данного вещества. Эту константу называют произведением растворимости. Её обозначают через ПР:
Для насыщенного раствора сульфата кальция произведение растворимости при 25 о С найдено равным 3,72∙10 -5 г-ион 2 /л 2 .
Произведение растворимости характеризует растворимость электролитов. Для бинарных электролитов растворимость численно равна
s = √ПР.
В общем случае, если малорастворимый электролит имеет сложный состав A n B m и при его диссоциации образуется более двух ионов:
A n B m ↔ nA a + + mB b – ,
то в выражении константы равновесия записывают концентрации ионов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам n и m .
ПР = n [В b – ] m
Следовательно, для насыщенного водного раствора малорастворимого электролита произведение равновесных молярных концентраций его ионов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, при данной температуре есть величина постоянная, называемая произведением растворимости.
Сравнивая значения произведений растворимости труднорастворимых солей, можно видеть, какая из них растворяется лучше (табл. 15).
Значения ПР используются в общей химии, аналитической химии, гидрохимии, химии океана, экологии и др., т. к. позволяют количественно оценить:
условия образования и растворения осадков;
Из величины ПР вытекает условие образования и растворения осадка:
Если n [В b – ] m = ПР, то осадок находится в равновесии с раствором (насыщенный раствор);
Если n [В b – ] m > ПР, то осадок выпадает (перенасыщенный раствор);
Если n [В b – ] m < ПР, то осадок растворяется (ненасыщенный раствор).
Таблица 15.
Произведение растворимости некоторых
малорастворимых электролитов при 25 о С
|
Электролит |
Электролит |
Электролит | |||
Таким образом, если при той или иной химической реакции, произведение концентраций участвующих в ней ионов станет больше произведения растворимости, то выпадает осадок труднорастворимого вещества. И обратно, если произведение концентраций ионов данного электролита в насыщенном его растворе в результате той или иной реакции становится меньше произведения растворимости для ионов этого электролита, то осадок переходит в раствор.
Из всего сказанного выше можно сделать вывод о влиянии различных факторов на образование осадков.
Влияние концентрации растворов. Труднорастворимый электролит с достаточно большой величиной ПР нельзя осадить из разбавленных растворов. Например, осадок PbCl 2 не будет выпадать при смешении равных объемов 0,1 M растворов Pb(NO 3) 2 и NaCl. При смешивании равных объемов концентрации каждого из веществ станут 0,1 / 2 = 0,05 M или 5·10 -2 моль/л. Ионное произведение · 2 = 5·10 -2 ·(5·10 -2) 2 = 12,5·10 -5 . Полученная величина меньше ПР(PbCl 2), следовательно выпадения осадка не произойдет.
Влияние количества осадителя. Для возможно более полного осаждения употребляют избыток осадителя. Например, осаждаем соль BaCO 3:
BaCl 2 + Na 2 CO 3 → BaCO 3 ↓ + 2NaCl.
После прибавления эквивалентного количества Na 2 CO 3 в растворе остаются ионы Ba 2+ , концентрация которых обусловлена величиной ПР. Повышение концентрации ионов CO 3 2- , вызванное прибавлением избытка осадителя (Na 2 CO 3), повлечет за собой соответственное уменьшение концентрации ионов Ba 2+ в растворе, т.е. увеличит полноту осаждения этого иона.
Влияние одноименного иона. Растворимость труднорастворимых электролитов понижается в присутствии других сильных электролитов, имеющих одноименные ионы. Если к ненасыщенному раствору BaSO 4 понемногу прибавлять раствор Na 2 SO 4 , то ионное произведение, которое было сначала меньше ПР(BaSO 4) (1,1·10 -10), постепенно достигнет ПР и превысит его. Начнется выпадение осадка.
Это используют, например, при осаждении ценных металлов. Например, ПР AgCl в воде =1,6×10 -10 . Концентрация серебра в таком растворе над AgCl будет
Много это или мало? Это 1,4 мг серебра, выливаемого с каждым литром промывных жидкостей на кинофабрике. Если же мы будем промывать не водой, а 0,1н раствором NaCl, то
ПР/ = 1.6×10 -9 моль/л,
т.е. концентрация серебра, уносимая в растворе, уменьшится в 10 000 раз.
Влияние температуры. ПР является постоянной величиной при постоянной температуре. С увеличением температуры ПР возрастает, поэтому осаждение лучше проводить из охлажденных растворов.
Растворение осадков. Правило произведения растворимости важно для переведения труднорастворимых осадков в раствор. Предположим, что надо растворить осадок BaСO 3 . Раствор, соприкасающийся с этим осадком, насыщен относительно BaСO 3 .Это означает, что
· = ПР(BaCO 3).
Если добавить в раствор кислоту, то ионы H + свяжут имеющиеся в растворе ионы CO 3 2- в молекулы непрочной угольной кислоты:
2H + + CO 3 2- → H 2 CO 3
Вследствие этого резко снизится концентрация иона CO 3 2- , ионное произведение станет меньше величины ПР(BaCO 3). Раствор окажется ненасыщенным относительно BaСO 3 и часть осадка BaСO 3 перейдет в раствор. При добавлении достаточного количества кислоты можно весь осадок перевести в раствор. Следовательно, растворение осадка начинается тогда, когда по какой-либо причине ионное произведение малорастворимого электролита становится меньше величины ПР. Для того, чтобы растворить осадок, в раствор вводят такой электролит, ионы которого могут образовывать малодиссоциированное соединение с одним из ионов труднорастворимого электролита. Этим объясняется растворение труднорастворимых гидроксидов в кислотах
Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O
Ионы OH‾ связываются в малодиссоциированные молекулы H 2 O.
Зная ПР, можно объяснить, почему одни вещества растворяются, а другие – нет. И наоборот, легко объяснить, почему одни вещества выпадают в осадок, а другие – нет.
Например, FeS растворяется в соляной кислоте, а СuS – нет:
FeS + 2HCl → FeCl 2 + H 2 S
Величины значений ПР(FeS) = 3,7·10 –19 , ПР(CuS) = 8,5·10 –45 .Отсюда следует, что в случае сульфида меди в насыщенном растворе находится очень мало ионов S 2– , и молекулы H 2 S не будут образовываться, а, следовательно, равновесие в насыщенном растворе сульфида меди не будет нарушаться. Осадок не будет растворяться. В случае же сульфида железа (II) сульфид-ионов достаточно для образования молекул H 2 S, и равновесие сдвигается вправо. Осадок сульфида железа (II) растворяется.
Другой пример: FeS не осаждается из раствора с помощью H 2 S и осаждается раствором (NH 4) 2 S:
FeCl 2 + H 2 S ≠
FeCl 2 + (NH 4) 2 S = FeS↓ + 2NH 4 Cl
Сероводородная кислота является слабой (К 2 = 1·10 –14). Отсюда ионов S 2- недостаточно для выполнения условия
> ПР,
и осадок не выпадает.
Сульфид аммония – сильный электролит, и сульфид-ионов достаточно для выполнения вышеуказанного условия. А это приводит к выпадению осадка.
Произведение растворимости можно использовать для селективного разделения ионов осаждением из растворов.
Например, рассмотрим осаждение ионов Ba 2+ и Sr 2+ из раствора, содержащего 0,010 моль/л BaCl 2 и 0,020 моль/л SrCl 2 , используя концентрированный раствор Na 2 SO 4 .
ПР сульфатов бария и стронция определяется соотношениями
ПР = = 1,5·10 –9 ;
ПР = = 7,6·10 –7 .
Следовательно, осаждение сульфата бария при наличии 0,010 моль/л ионов Ва 2+ не будет происходить до тех пор, пока концентрация иона SO 4 2- не достигнет величины
1,5·10 –9 / 0,010 = 1,5·10 –7 моль/л.
Осаждение сульфата стронция начнётся при концентрации сульфат-иона, равной
7,6·10 –7 / 0,020 = 3,8·10 –5 моль/л.
Следовательно, ионы бария начнут осаждаться первыми. При достижении концентрации сульфат-ионов величины 3,8·10 –5 моль/л начнется осаждение сульфата стронция. К тому времени в растворе останется
1,5·10 –9 / 3,8·10 –5 = 3,9·10 –5 моль/л.
Это составит только 0,39% от исходного количества ионов бария. Остальные 99,6% ионов бария будут осаждены до начала выпадения осадка сульфата стронция.
6. Константа растворимости. Растворимость.
В системе, состоящей из раствора и осадка, идут два процесса - растворение осадка и осаждение. Равенство скоростей этих двух процессов является условием равновесия.
Насыщенный раствор - это раствор, который находится в равновесии с осадком.
Применим закон действия масс к равновесию между осадком и раствором.
AgCl(тв.) Ag + + Cl -
Поскольку = const, имеем:
К = K SAgCl = В общем виде имеем:
A m B n (тв.) mA +n + nB -m и K S (A m B n) = m n .
Константа растворимости K S (или произведение растворимости ПР) - произведение концентраций ионов в насыщенном растворе малорастворимого электролита - есть величина постоянная и зависит лишь от температуры.
Примеры величин K S для ряда солей:
K S (AgCl) = 1,610 -10
K S (Ag 2 CrO 4) = 1,110 -12
K S (Ag 2 S) = 610 -50 .
Растворимость малорастворимого вещества s может быть выражена в молях на литр. В зависимости от величины s вещества могут быть разделены на малорастворимые - s < 10 -4 моль/л, среднерастворимые - 10 -4 моль/л s 10 -2 моль/л и хорошо растворимые s >10 -2 моль/л.
Растворимость соединений связана с их константой растворимости. Для AgCl имеем:
AgCl(тв.) Ag + + Cl -
Растворимость s - молярная концентрация AgCl в растворе:
s = = m/(MV) = s = = .
Отсюда K S AgCl = = s 2 и s=
.
В общем виде для A m B n имеем: A m B n (тв.) mA +n + nB -m
K S (A m B n) = m n = (ms) m (ns) n = m m n n s m+n .
Пример . Найти растворимость AgCl (K S =1,610 -10) и Ag 2 CrO 4 (K S = 1,210 -12).
Решение. AgCl Ag + + Cl - ,
K S = s 2 , s =
= 1,3410 -5 моль/л.
Ag 2 CrO 4 2Ag + + CrO 4 2-
K S = (2s) 2 s = 4s 3 , s = 
= 6,510 -5 моль/л.
Хотя обычно растворимость тем меньше, чем меньше K S , в данном случае для соединений разных типов s(AgCl) < s(Ag 2 CrO 4), хотя K S (AgCl) > K S (Ag 2 CrO 4).
Условие осаждения и растворения осадка
Для равновесия между осадком и раствором - насыщенного раствора - имеем в случае AgCl:
AgCl Ag + + Cl - = K S .
Условие осаждения записывается в виде: > K S
В ходе осаждения концентрации ионов уменьшаются до установления равновесия.
Условие растворения осадка или существования насыщенного раствора записывается в виде: < K S .
В ходе растворения осадка концентрация ионов увеличивается до установления равновесия.
Эффект общего иона
Добавление общего иона уменьшает растворимость малорастворимых соединений.
Пример. Найдем растворимость AgCl в 0,1 М растворе NaCl.
Решение. AgCl Ag + + Cl -
K S AgCl = = s 0,1 = 1,610 -10 , s = 1,610 -9 моль/л.
Растворимость AgCl в воде (см. выше) равна 1,3410 -5 моль/л, растворимость AgCl в 0,1М NaCl - 1,610 -9 моль/л, т.е. в 10 4 раз меньше.
Солевой эффект
Увеличение ионной силы раствора увеличивает растворимость малорастворимых соединений.
Поскольку концентрации ионов, образующихся при диссоциации малорастворимых соединений, а также ионная сила получаемых растворов малы, то оказывается возможным использовать в выражениях K S концентрации ионов, а не их активности. В тех случаях, когда в растворе присутствуют сильные электролиты, обусловливающие большую ионную силу раствора, необходимо в выражении для K S подставлять активность ионов.
Определим растворимость AgCl в 0,1 М NaCl с учетом ионной силы раствора
AgCl Ag + + Cl -
Для 0,1М NaCl = 0,1 и f Ag+ = f Cl - = 0,78.
K S = a Ag+ a Cl - = f Ag+ f Cl - = 0,78s0,780,1 = 1,610 -10 ,
s = 1,610 -9 /(0,78) 2 = 2,610 -9 M, т. е. в 1,64 раза больше, чем без учета ионной силы раствора. Солевой эффект значительно меньше эффекта одноименного иона.
Пример . Растворимость Mg(OH) 2 равна 0,012 г/л. Найти K S .
Решение. М(Mg(OH) 2) = 58 г/моль, s = 0,12г/л / 58г/моль =
2,0710 -4 М.
Mg(OH) 2 Mg 2+ + 2OH -
K S = 2 = s(2s) 2 = 4s 3 = 4(2,0710 -4) 3 = 3,610 -11 .
Пример . Выпадает ли осадок PbCl 2 при смешивании равных объемов растворов 0,1M Pb(NO 3) 2 и 0,1M NaCl, если K S (PbCl 2) =
Решение. После смешивания растворов концентрации ионов уменьшатся в два раза, т.е. имеем: = = = 0,05M, а = 0,1 M. Находим ионную силу раствора:
= 1/2(0,052 2 + 0,11 2 + 0,051 2 + 0,051 2) = 0,2.
Находим коэффициенты активности: f Pb2+ = 0,24 и f Cl - = 0,70.
Имея для PbCl 2 Pb +2 + 2Cl -
K S PbCl2 = a Pb2+ a Cl - 2 , вычисляем величину a Pb2+ a Cl - 2 для нашего раствора:
a Pb2+ a Cl - 2 = f Pb2+ (f Cl -) 2 = 0,240,050,70 2 0,05 2 = 1,4710 -5 , что меньше, чем ПР PbCl2 (1,610 -5), поэтому осадка не образуется.
7. Окислительно-восстановительные реакции
Окислительно-восстановительные реакции - это реакции, которые идут с изменением степеней окисления элементов. Степень окисления - это условный заряд атома в молекуле, где все полярные связи считаются ионными.
Окисление - это процесс отдачи электронов.
Восстановление - это процесс присоединения электронов.
Окислитель - это атом, молекула или ион, который принимает электроны и понижает свою степень окисления, т.е. восстанавливается.
Восстановитель - это атом, молекула или ион, который отдаёт электроны и повышает свою степень окисления, т.е. окисляется.
Типичные восстановители и окислители
Восстановители: а) металлы - чем меньше потенциал ионизации, тем сильнее восстановительные свойства; б) соединения элементов в низших степенях окисления (NH 3 , H 2 S, HBr, HI и др.), у которых все орбитали заполнены и могут только отдавать электроны.
Окислители: а) неметаллы (F 2 , Cl 2 , Br 2 , O 2 и др.) - чем больше сродство к электрону, тем сильнее окислительные свойства; б) ионы металлов в высоких степенях окисления (Fe 3+ , Sn 4+ , Mn 4+ и др.); в) соединения элементов в высших степенях окисления (KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , NaBiO 3 , HNO 3 , H 2 SO 4 (конц.) и др.), у которых уже отданы все валентные электроны и могут быть только окислителями.
Соединения элементов в промежуточных степенях окисления (HNO 2 , H 2 SO 3 , H 2 O 2 и др.) могут проявлять окислительные и восстановительные свойства в зависимости от окислительно-восстановительных свойств второго реагента.
H 2 SO 3 + 2H 2 S = 3S + 3H 2 O
окисл. восст.
H 2 SO 3 + Br 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2HBr
восст. окисл.
восстановитель (сильный) |
||
окислитель (слабый) |
||
восстановитель (слабый) |
||
окислитель (сильный) |
||
восстановитель |
||
восстановитель, окислитель |
||
восстановитель, окислитель |
||
окислитель |
Окислители, принимая электроны, то есть, восстанавливаясь, переходят в восстановленную форму:
F 2 + 2e 2F -
окисл. восст.
Восстановители, отдавая электроны, то есть, окисляясь, переходят в окисленную форму:
Na 0 - 1e Na +
восст. окисл.
Таким образом, как окислители, так и восстановители существуют в окисленной (с более высокой степенью окисления элемента) и восстановленной (с более низкой степенью окисления элемента) формах. При этом для окислителей более характерен переход из окисленной в восстановленную форму, а для восстановителей характерен переход из восстановленной в окисленную форму. Обратные процессы не характерны, и мы не считаем, например, что F - является восстановителем, а Na + - окислителем.
Равновесие между окисленной и восстановленной формами характеризуется с помощью окислительно-восстановительного потенциала, который зависит от концентраций окисленной и восстановленной форм, реакции среды, температуры и т.д. Его можно рассчитать по уравнению Нернста :
E = E o + 
где - молярная концентрация окисленной формы;
[Восст.] - молярная концентрация восстановленной формы;
n - число электронов, участвующих в полуреакции;
Е 0 - стандартное значение окислительно-восстановительного потенциала; Е = Е 0 , если [Восст.] = [Ок] = 1 моль/л;
Величины стандартных электродных потенциалов Е 0 приведены в таблицах и характеризуют окислительные и восстановительные свойства соединений: Чем положительнее величина Е 0 , тем сильнее окислительные свойства, и чем отрицательнее значение Е 0 , тем сильнее восстановительные свойства.
Например:
F 2 + 2e 2F - Е 0 = 2,87 в - сильный окислитель
Na + + 1e Na 0 Е 0 = -2,71 в - сильный восстановитель
(процесс всегда записывается для реакций восстановления).
Поскольку окислительно-восстановительная реакция представляет собой совокупность двух полуреакций, окисления и восстановления, то она характеризуется значением разности стандартных электродных потенциалов окислителя (Е 0 ок) и восстановителя (Е 0 восст) - электродвижущей силой (э.д.с.) Е 0:
Е 0 = Е 0 ок - Е 0 восст,
Э.д.с. реакции Е 0 связана с изменением свободной энергии Гиббса G: G = -nFЕ 0 , а с другой стороны, G связана с константой равновесия К реакции уравнением G = -2,3RTlnK.
Из последних двух уравнений следует зависимость между э.д.с. и константой равновесия реакции:
Е = (2,3RT/nF)lnK.
Э.д.с. реакции при концентрациях отличных от стандартных (т.е. не равных 1 моль/л) Е равна:
Е = Е 0 - (2,3RT/nF)lgK или Е = Е 0 - (0,059/n)lgK.
В случае равновесия G = 0 и следовательно Е =0. Откуда Е = (0,059/n)lgK и К = 10 n Е /0,059 .
Для самопроизвольного протекания реакции должно выполняться требование: G <0 или К>>1, которым соответствует условие Е 0 >0. Поэтому для определения возможности протекания данной окислительно-восстановительной реакции необходимо вычислить значение Е 0 . Если Е 0 0, реакция идет. Если Е 0 0, реакция не идет.
Пример 1. Определить возможность протекания реакции
2FeCl 3 + 2KI 2FeCl 2 + 2KCl + I 2
Решение: Находим, что окислителем является ион Fe +3 , восстанавливающийся до Fe +2 , а восстановителем - I - , окисляющийся до I 2 . Находим по таблице значения стандартных электродных потенциалов: E 0 (Fe +3 /Fe +2) = 0,77 в и E 0 (I 2 /2I -) = 0,54 в. Вычисляем Е 0:
Е 0 = Е 0 ок - Е 0 восст = 0,77 - 0,54 = 0,23 в 0.
Пример 2 . Определить возможность протекания реакции
2 KMnO 4 + 16 HCl 2 KCl + 2 MnCl 2 + 5 Cl 2 + 8 H 2 O.
Решение. Находим, что окислителем является перманганат-ион MnO 4 - , переходящий в Mn +2 , а восстановителем - хлорид-ион, переходящий в газообразный хлор Cl 2 . Определяем по таблице их потенциалы: E 0 (MnO 4 - /Mn +2) = 1,51 в и E 0 (Cl 2 /2Cl -) = 1,36 в. Вычисляем
Е 0 = Е 0 ок - Е 0 восст = 1,51 - 1,36 = 0,15 в 0.
Реакция возможна, так как Е 0 0.
Классификация ОВР
1. Реакции межмолекулярного окисления-восстановления - окислитель и восстановитель входят в состав разных веществ:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3
восст. окисл.
2. Реакции диспропорционирования - элемент в промежуточной степени окисления является окислителем и восстановителем:
2KOH + Cl 2 = KCl + KClO + H 2 O
3HNO 2 = HNO 3 + 2NO + H 2 O
В этих реакциях хлор и N +3 являются окислителями и восстановителями.
3. Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления - окислитель и восстановитель входят в состав одного вещества:
2KClO 3 
2KCl + 3O 2
NH 4 NO 3 N 2 O + 2H 2 O
В этих реакциях О -2 , Cl +5 и N -3 , N +5 являются соответственно восстановителями и окислителями.
Следует отметить, что направление протекания ОВР и характер продуктов реакции зависят от окислительно-восстановительных свойств реагирующих веществ и характера среды (кислая, нейтральная или щелочная). Например, перманганат калия KMnO 4 , который проявляет только окислительные свойства, при переходе от кислой к нейтральной и щелочной среде образует разные продукты восстановления и его окислительно-восстановительный потенциал уменьшается:
pH < 7: MnO 4 - + 5e Mn +2 (бесцветный) Е 0 = +1,51 в
pH = 7: MnO 4 - + 3e MnO 2 (коричневый) Е 0 = +0,60 в
pH > 7: MnO 4 - + 1e MnO 4 -2 (зеленый) Е 0 = +0,56 в
Соединения хрома (VI) являются сильными окислителями в кислой среде (Е 0 = +1,33 в), восстанавливаются до Cr +3 , а соединения хрома (III) в щелочной среде проявляют восстановительную способность (Е 0 = -0,13 в), окисляясь в соединения хрома (VI).
pH 7: Cr 2 O 7 2- + 6e 2Cr +3 (синий)
pH > 7: CrO 4 2- + 3e 3- (зеленый)
Пероксид водорода Н 2 О 2 , содержащий кислород в промежуточной степени окисления -1, проявляет окислительные или восстановительные свойства, и в зависимости от рН раствора изменяются его электродный потенциал и продукты, до которых он восстанавливается или окисляется.
Н 2 О 2 - окислитель:
рН > 7: Н 2 О 2 + 2Н + + 2e 2Н 2 О
рН 7: Н 2 О 2 + 2e 2ОН -
Н 2 О 2 - восстановитель:
рН > 7: Н 2 О 2 - 2e О 2 + 2Н +
рН 7: Н 2 О 2 + 2ОН - - 2e О 2 + 2Н 2 О
Таким образом, для правильного написания ОВР следует обязательно учитывать условия протекания данной реакции.
Ионно-электронный метод составления ОВР
Ионно-электронный метод (или метод полуреакций) используется для составления ОВР протекающих в растворах. Основан он на составлении отдельных полуреакций для процессов восстановления и окисления в виде ионно-молекулярных уравнений. При этом необходимо учитывать правила написания ионных уравнений реакций: сильные электролиты записываются в виде ионов, а слабые электролиты и малорастворимые вещества - в виде молекул.
Порядок составления ОВР
1. Записывается левая часть молекулярного уравнения ОВР, определяется окислитель и восстановитель.
2. Записываются полуреакции отдельно для процессов восстановления и окисления в виде ионно-молекулярных уравнений, в которых левая и правая часть (избыток или недостаток кислорода в левой части) уравниваются с учетом рН раствора с помощью молекул Н 2 О, ионов Н + или ОН - :
рН < 7: избыток [O] 2H + + [O] H 2 O
рН = 7: избыток [O] H 2 O + [O] 2OH -
недостаток [O] H 2 O - [O] 2H +
рН > 7: избыток [O] H 2 O + [O] 2OH -
недостаток [O] 2OH - - [O] H 2 O.
3. Суммы зарядов в левой и правой частях полуреакций уравниваются путем прибавления или отнятия электронов. После этого подбираются множители к полуреакциям.
4. Записывается суммарное ионно-молекулярное уравнение ОВР с учетом множителей.
5. Дописывается правая часть молекулярного уравнения ОВР и переносятся в него коэффициенты из ионно-молекулярного уравнения.
Пример 1. Взаимодействие KMnO 4 c Na 2 SO 3 в кислой среде.
1. Записываем левую часть уравнения, определяем окислитель и восстановитель:
KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 =
окисл. восст. среда
2. Составляем полуреакции для процессов восстановления и окисления с учетом кислой среды. В кислой среде перманганат ион MnO 4 - восстанавливается до иона Mn 2+ , а сульфит ион SO 3 2- окисляется до сульфат иона SO 4 2- :
MnO 4 - Mn +2 - избыток кислорода связываем ионами Н + ,
SO 3 2- SO 4 2- - недостающий кислород берем из воды и выделяются ионы Н + .
Получаем следующие полуреакции:
MnO 4 - + 8Н + Mn +2 + 4Н 2 О
SO 3 2- + Н 2 О SO 4 2- + 2Н +
3. Считаем суммы зарядов в левой и правой частях обеих полуреакций и уравниваем заряды с помощью электронов, подбираем множители:
5 SO 3 2- + Н 2 О - 2e SO 4 2- + 2Н +
4. Записываем суммарное ионно-молекулярное уравнение ОВР с учетом множителей:
2 MnO 4 - + 8Н + + 5e Mn +2 + 4Н 2 О
2MnO 4 - + 16Н + + 5SO 3 2- + 5Н 2 О 2Mn +2 + 8Н 2 О + 5SO 4 2- + 10Н +
Сокращаем ионы водорода и молекулы воды и получаем:
5. Дописываем правую часть молекулярного уравнения и переносим в него коэффициенты и ионно-молекулярного. Итоговое уравнение будет иметь следующий вид:
2KMnO 4 + 5Na 2 SO 3 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
2 MnO 4 - + 8Н + + 5e Mn +2 + 4Н 2 О
5 SO 3 2- + Н 2 О - 2e SO 4 2- + 2Н +
2MnO 4 - + 6Н + + 5SO 3 2- 2Mn +2 + 3Н 2 О + 5SO 4 2-
Пример 2. Окисление нитрата хрома (III) пероксидом водорода в щелочной среде - качественная реакция на ион Cr 3+ . В щелочной среде ион Cr 3+ окисляется до хромат иона CrO 4 2- , имеющего желтую окраску.
2Cr(NO 3) 3 + 3Н 2 О 2 + 10KOH 2K 2 CrO 4 + 6KNO 3 + 8H 2 О
2Cr 3+ + 8OH - - 3e CrO 4 2- + 4H 2 O
3H 2 O 2 + 2e 2OH -
2Cr 3+ + 10OH - + 3Н 2 О 2 2CrO 4 2- + 8Н 2 О
8. Координационные соединения
Координационные (комплексные) соединения - это соединения с донорно-акцепторной связью. Координационные соединения состоят из ионов внутренней и внешней сфер. В формуле комплексного соединения ионы внутренней сферы заключаются в квадратные скобки. Ионы внутренней сферы - комплексные ионы - состоят из комплексообразователя (центрального иона) и лигандов. Число лигандов во внутренней сфере комплекса называется координационным числом. Дентатность лиганда - это число связей, которыми данный лиганд соединен с комплексообразователем.
Пример: K 3
1. Ионы внешней сферы - 3К +
2. Ион внутренней сферы - 3-
3. Комплексообразователь - Fe 3+
4. Лиганд - CN - , его дентатность - 1
5. Координационное число - 6
Общая и неорганическая химия . М.: Химия , 1992--2004. Соловьев...
Химия обеспечение качества подготовки учащихся к сдаче егэ по химии (на примере тем курса «общая и неорганическая химия») учебно - методическое пособие
Методическое пособиеНеобходимую информацию для повторения курса «Общая и неорганическая химия» , а различный уровень сложности и... выполнению тестовых заданий……………………………….. Темы курса «Общая и неорганическая химия» Периодический закон и строение атома …………………………………….…… ...
Общая и неорганическая химия Учеб
ЗаконОбщая и неорганическая химия : Учеб. пособие / В.В. Барагузина, И.В. Богомолова, Е.В. Федоренко. - М.: ... стандартом и учебной программой по дисциплине «Общая и неорганическая химия» . Книга позволит быстро получить основные...
Рассмотрим процессы, возникающие при взаимодействии малорастворимого, но сильного электролита BaSO 4 с водой. Под действием диполей воды ионы Ва 2+ и SO 2- 4 из кристаллической решетки будут переходить в жидкую фазу. Одновременно с этим процессом под влиянием электростатического поля кристаллической решетки часть ионов Ва 2+ и SO 2- 4 вновь будет осаждаться (рис. 5.1). При данной температуре в гетерогенной системе наконец установится равновесие: скорость процесса растворения (v 1) будет равна скорости процесса осаждения (v 2 ) т.е. v 1 = v 2:
BaSO 4 ↔ Ва 2+ + SO 2- 4
Твердая фаза Раствор
Рис. 5.1. Процессы в насыщенном растворе сульфата бария
Раствор, находящийся в равновесии с твердой фазой BaSO 4 , называется насыщенным относительно сульфата бария.
Насыщенный раствор представляет собой равновесную гетерогенную систему, которая характеризуется константой химического равновесия:
K х. р = a(Ba 2+) a(SO 4 2 - ) , (5.1)
где: а(Ва 2+) - активность ионов бария; а(SO 2- 4) - активность сульфат-ионов; a(BaSO 4) - активность сульфата бария.
Знаменатель этой дроби - активность кристаллического BaSO 4 - является постоянной величиной, равной единице. Произведение двух констант дает новую постоянную величину, которую называют термодинамической константной растворимости и обозначают К 0 s :
К 0 s = а(Ва 2+) а(SO 2- 4). (5.2)
Эту величину раньше называли произведением растворимости и обозначали ПР.
Таким образом, в насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита произведение равновесных активностей его ионов есть величина постоянная при данной температуре. Если принять, что в насыщенном растворе малорастворимого электролита коэффициент активности f ≈ 1, то активность ионов в таком случае можно заменить их концентрациями, так как а(Х) = f(X) С(Х). Термодинамическая константа растворимости К 0 s перейдет в концентрационную константу растворимости К s:
K s = C(Ba 2+) C(SO 2- 4), (5.3)
где С(Ва 2+) и C(SO 2- 4) - равновесные концентрации ионов Ва 2+ и SO 2- 4 (моль/л) в насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита сульфата бария. Для упрощения расчетов обычно пользуются концентрационной константой растворимости K s , принимая f (X) = 1.
Если малорастворимый сильный электролит образует при диссоциации несколько ионов, то в выражение К s (или К 0 s ) входят соответствующие степени, равные стехиометрическим коэффициентам:
РbС1 2 ↔ Рb 2+ +2С1 - ; К s = С(Рb 2+) С 2 (С1 -);
Ag 3 PO 4 ↔3Ag + + PO 3- 4 К s = С 3 (Ag +) С(PO 3- 4).
В общем виде значение концентрационной константы растворимости для электролита А т В п имеет вид
K s = C m (A n+) С п (В т -). (5.4)
Величиной К s принято пользоваться только в отношении электролитов, растворимость которых в воде не превышает 0,01 моль/л.
