что такое растворимость малорастворимого соединения

Растворимость электролитов

Содержание:

Произведение растворимости характеризует растворимость труднорастворимого электролита при данной температуре. Из двух однотипных солей, например, CaSO 4 с ПР = 2,5∙10 –5 и BaSO 4 с ПР = 1,1∙10 –10, большей растворимостью обладает та соль, у которой ПР больше.

На странице -> решение задач по химии собраны решения задач и заданий с решёнными примерами по всем темам химии.

Растворимость электролитов

Растворимость гидроксидов и солей. Произведение растворимости малорастворимых электролитов. Влияние на растворимость одно- и разноименных ионов. Солевой эффект.

Растворимость гидроксидов и солей

Растворимость вещества определяют его равновесным содержанием в единице объема или массы растворителя или насыщенного раствора. Чаще растворимость выражают в массовых долях. Форма записи процесса растворения может отражать либо сам факт перехода в раствор

либо более детальную картину электролитической диссоциации

Растворимость солей и гидроксидов различна. Так, соли и гидроксиды щелочных металлов являются сильными электролитами и в подавляющем большинстве хорошо растворимы в воде. Хорошо растворимые основания образуют элементы II группы—барий и стронций; гидроксид кальция обладает средней растворимостью, магний и бериллий образуют малорастворимые формы гидроксидов. Основания всех остальных металлов представляют собой малорастворимые соединения.

Гидроксиды кислотного типа типично неметаллических элементов обычно хорошо растворимы. К ним относятся высшие кислоты хлора cepыазота фосфора По мере снижения степени окисления центральных атомов анионов кислотные свойства гидроксидов уменьшаются и растворимость снижается. Элементы Б-подгрупп, являющиеся в свободном состоянии металлами, как правило, образуют малорастворнмые гидроксиды даже в случае высоких степеней окисления, примером может служить вольфрамовая кислота Лишь высшие гидроксиды металлов В-подгрупп VI и VII групп — хромовые и марганцовая кислоты — характеризуются большой растворимостью.

Соли классифицируются по растворимости весьма сложно. Ниже приведена краткая характеристика хЛори-дов, нитратов, карбонатов и сульфатов щелочных и щелочно-земельных металлов.

Из табл. 12.1 видно, что хлориды элементов I и II А-подгрупп хорошо растворимы в воде. Численное значение их растворимости находится в сложной зависимости от их состояния и положения второго элемента соли в периодической системе. Так, растворимость хлоридов щелочных металлов проходит через минимум, достигая наименьшего значения в случае КСl, а наибольшего — в случае CsCl. С энергетической точки зрения растворимость хлоридов некоторых

щелочных металлов связана с температурой следующим образом:

Из сравнения этих процессов следует, что различие в растворимости солей определяется превышением энтропии растворения CsCI над энтропией растворения KCI на 15,7 э. е., что объясняется большим размером иона цезия по сравнению с ионом калия.

Растворимость дихлоридов элементов 11 А-подгруппы иосит ионный характер. Хлориды могут быть не только безводными солями, но и кристаллогидратами с различным содержанием кристаллизационной воды. Температурная зависимость растворимости трихлоридов (например, дополнительно осложняется гидролизом этих солей, а также комплексообразованием в растворе.

Как следует из табл. 12.2 сульфаты щелочных металлов хорошо растворимы. Наличие кристаллогидратов у сульфатов лития и натрия способствует их растворимости. Однако у сульфатов щелочно-земельных металлов, расположенных в той же последовательности, растворимость резко уменьшается.

Нитраты —соли азотной кислоты, обладают высокой растворимостью (табл. 12.3), которая следует иной закономерности, чем ранее рассмотренные хлориды и сульфаты.

Из табл. 12.4 следует, что растворимость карбонатов высока только в случае щелочных металлов, кроме лития.

Напротив, карбонаты щелочно-земельных металлов и практически всех остальных металлов периодической системы—соединения малорастворимые.

Следует отметить, что соли кислые и основны

Произведение растворимости малорастворимых электролитов

Рассмотрим малорастворимые соли и гидраты, насыщенные растворы которых весьма разбавлены и потому их можно квалифицировать как идеальные. Такие вещества в своей растворенной части нацело диссоциированы на ионы, т. е. молекулярные формы соединений в растворе отсутствуют. Используем в качестве примера равновесие процесса растворения малорастворимого карбоната серебра

(12.1)

константа этого гетерогенного равновесия имеет вид

(12.2)

Исходя из стандартных значений термодинамических характеристик процесса растворения находим Памятуя, что для температуры Используя это значение, можно вычислить растворимость соли, которая численно должна быть равна равновесной концентрации ионаИз стехиометрии уравнения (12.1) следует, что концентрация иона в два раза больше концентрации

(12.3)

Сделав подстановку равенства (12.3) в выражение для константы равновесия (12.2), получаем

откуда находим растворимость соли, численно равную

или г раствора.

Константа равновесия растворимости малорастворимых солей и гидратов получила название произведения растворимости L. В общем виде равновесие

(12.4)

характеризуют произведением растворимости

(12.5)
Из уравнения (12.4) следует, что

(12.6)

(12.7)
Подставив концентрации (12.6) и (12.7) в уравнение

(12.5), получаем выражение для растворимости соли

Для солей, диссоциирующих на два иона, справедливо соотношение

Значения растворимости и произведения растворимости некоторых труднорастворимых солей и гидратов при 25 °С приведены в приложении XIII.

Добавление к растворам малорастворимых солей и гидратов хорошо растворимых соединений, дающих при растворении уже имеющиеся в растворе ионы, способствует уменьшению растворимости исходных солен и гидратов. Рассмотрим это явление на примере соли AgCl, для которой откуда, а растворимость AgCl равна s Если к 1 л раствора AgCl добавить 1 г хорошо растворимой соли (М =170), которая полностью диссоциирует на ионы, то концентрация ионов возрастает на величину

Тогда произведение растворимости можно будет записать следующим образом:

Растворимость AgCl в растворе

что примерно в 1000 раз меньше, чем растворимость AgCl в чистой воде.

Солевой эффект

Растворимость малорастворимых солей и гидратов зависит не только от избыточного содержания в растворе одного из ионов растворяющегося образца (одноименных ионов), но также и от содержания «посторонних» ионов. Так, например, в присутствиирастворимость увеличивается в 14 раз, а в присутствии —примерно в 77 раз. Причина этого явления в том, что «посторонние» ионы, взаимодействуя своими зарядами с ионами «хозяевами», удерживают их в растворе в количестве, превышающем растворимость малорастворимого образца в чистом растворителе, т. е. имеет место так называемый солевой эффект. При введении в раствор «посторонних» ионов концентрации возрастут и примут значения так что выражение для L усложнится:

где у— коэффициент активности ионов, для нахождения которого можно использовать уравнение

здесь —моляльные концентрации каждого из «посторонних» ионов в растворе; —заряды этих ионов.

Используя эти соотношения, можно решать практические задачи на растворимость с учетом различных «посторонних» ионов, содержащихся в растворе.

Задача 1. В 1 л раствора содержится 500 мг Если к этому раствору прилить растворто будет выпадать

осадок. Малорастворимая соль какого из указанных катионов выпадает в осадок первой?

Прежде всего находим концентрации содержащихся в растворе катионов

При добавлении к этому раствору легкорастворимой соли становится возможным образование двух малорастворимых солей:

Концентрация ионов необходимая для выпадения в осадок соли будет равна:

а для выпадения в осадок соли

Поскольку минимальной величиной концентрации, необходимой для начала осаждения, характеризуется именно эта соль и будет первой выпадать в осадок.

Задача 2. Избыток твердой малорастворимой соли обрабатывают 1,5 моль содержащимися в 1 л раствора. Вычислить значение концентрации ионов в этом растворе.

В этой системе возможна реакция обмена

или

(12.8)
В результате кроме образуется еще одна малорастворимая соль — на осаждение которой идет немного меньше 1,5 моль Произведение растворимости солей находим из приложения XII], тогда для

Коистаита равновесия (12.8) может быть записана следующим образом:

Отсюда

Услуги по химии:

Лекции по химии:

Лекции по неорганической химии:

Лекции по органической химии:

Присылайте задания в любое время дня и ночи в ➔

Официальный сайт Брильёновой Натальи Валерьевны преподавателя кафедры информатики и электроники Екатеринбургского государственного института.

Все авторские права на размещённые материалы сохранены за правообладателями этих материалов. Любое коммерческое и/или иное использование кроме предварительного ознакомления материалов сайта natalibrilenova.ru запрещено. Публикация и распространение размещённых материалов не преследует за собой коммерческой и/или любой другой выгоды.

Источник

Факторы растворимости

Растворимость

Растворимость — это свойство вещества образовывать с различными растворителями гомогенные смеси. Количество растворяемого вещества, необходимое для получения насыщенного раствора и определяет растворимость этого вещества.

В связи с этим растворимость имеет ту же меру, что и состав, например, массовая доля растворенного вещества в его насыщенном растворе или количество растворенного вещества в его насыщенном растворе.

Все вещества с точки зрения его растворимости можно классифицировать на:

Известно, что если полярность растворяемого вещества схожа с полярностью растворителя, то оно скорее всего растворится. Если же полярности разные, то с большой долей вероятности раствора не получится. Почему же так происходит?

Процесс растворения

Полярный растворитель – полярное растворяемое вещество.

Для примера опишем раствор поваренной соли в воде. Как мы уже знаем, молекулы воды имеют полярную природу с частичным положительным зарядом на каждом атоме водорода и частичным отрицательным – на атоме кислорода. А твердые ионные вещества, вроде хлорида натрия, содержат катионы и анионы. Поэтому, когда поваренную соль помещают в воду, частичный положительный заряд на атомах водорода молекул воды притягивается отрицательно заряженным ионом хлора в NaCl. Аналогично, частичный отрицательный заряд на атомах кислорода молекул воды притягивается положительно заряженным ионом натрия в NaCl. И, поскольку притяжение молекул воды для ионов натрия и хлора сильнее взаимодействия, удерживающего их вместе, соль растворяется.

Неполярный растворитель – неполярное растворяемое вещество.

Попробуем растворить кусочек тетрабромида углерода в тетрахлориде углерода. В твердом состоянии молекулы тетрабромида углерода удерживаются вместе благодаря очень слабому дисперсионному взаимодействию. При помещению его в тетрахлорид углерода его молекулы будут располагаться более хаотично, т.е. увеличивается энтропия системы и соединение растворится.

Равновесия при растворении. Произведение растворимости

Рассмотрим раствор малорастворимого соединения. Для того, чтобы между твердым веществом и его раствором установилось равновесие, раствор должен быть насыщенным и соприкасаться с нерастворившейся частью твердого вещества.

Например, предположим, что равновесие установилось в насыщенном растворе хлорида серебра:

AgCl(тв)=Ag + (водн.) + Cl — (водн.)

Рассматриваемое соединение является ионным и в растворенном виде присутствует в виде ионов. Нам уже известно, что в гетерогенных реакциях концентрация твердого вещества остается постоянной, что позволяет включить ее в константу равновесия. Поэтому выражение для константы равновесия будет выглядеть следующим образом:

K = [Ag + ][ Cl — ]

Такая константа называется произведением растворимости ПР, при условии, что концентрации выражаются в моль/л.

ПР = [Ag + ][ Cl — ]

Произведение растворимости равно произведению молярных концентраций ионов, участвующих в равновесии, в степенях, равных соответствующим стехиометрическим коэффициентам в уравнении равновесия.

Следует отличать понятие растворимости и произведения растворимости.

Растворимость вещества может меняться при добавлении в раствор еще какого-либо вещества, а произведение растворимости не зависит от присутствия в растворе дополнительных веществ. Хотя эти две величины взаимосвязаны, что позволяет зная одну величину, вычислить другую.

Зависимость растворимости от температуры и давления

Вода играет важную роль в нашей жизни, она способна растворять большое количество веществ, что имеет большое значение для нас. Поэтому основное внимание уделим именно водным растворам.

Влияние давления на растворимость

Растворимость газов повышается при росте давления газа над растворителем, а растворимость твердых и жидких веществ зависит от давления несущественно.

Уильям Генри впервые пришел к выводу, что

количество газа, которое растворяется при постоянной температуре в заданном объеме жидкости, прямо пропорциональна его давлению.

Данное утверждение известно как закон Генри и выражается оно следующим соотношением:

С = k·P,

где С – растворимость газа в жидкой фазе

Р – давление газа над раствором

k – постоянная Генри

Влияние температуры на растворимость

На следующем рисунке приведены кривые зависимости растворимости некоторых газов в воде от температуры при постоянном давлении газа над раствором (1 атм)

Как видно, растворимость газов уменьшается с ростом температуры, в отличие от большинства ионных соединений, растворимость которых растет с увеличением температуры.

Влияние температуры на растворимость зависит от изменения энтальпии, которое происходит при процессе растворения. При протекании эндотермического процесса происходит увеличение растворимости с ростом температуры.

Это следует из уже известного нам принципа Ле – Шателье: если изменить одно из условий, при котором система находится в состоянии равновесия – концентрацию, давление или температуру, — то равновесие сместится в направлении той реакции, которая противодействует этому изменению.

Представим, что мы имеем дело с раствором, находящимся в равновесии с частично растворившимся веществом. И этот процесс является эндотермическим, т.е. идет с поглощением теплоты из вне, тогда:

Вещество + растворитель + теплота = раствор

Согласно принципу Ле – Шателье, при эндотермическом процессе, равновесие смещается в направлении, способствующее уменьшению поступления теплоты, т.е. вправо. Таким образом, растворимость увеличивается.

Если же процесс экзотермический, то повышение температуры приводит к уменьшению растворимости.

Далее на рисунке показаны зависимости растворимости некоторых ионных соединений от температуры.

Известно, что существуют растворы жидкостей в жидкостях. Некоторые из них могут растворяться друг в друге в неограниченных количествах, как вода и этиловый спирт, а другие — растворяются лишь частично.

Так, если попробовать растворить четыреххлористый углерод в воде, то при этом образуются два слоя: верхний — насыщенный раствор воды в четыреххлористом углероде и нижний — насыщенный раствор четыреххлористого углерода в воде.

При повышении температуры, в основном, взаимная растворимость таких жидкостей увеличивается. Это происходит до тех пор, пока не будет достигнута критическая температура, при которой обе жидкости смешиваются в любых пропорциях. От давления растворимость жидкостей практически не зависит.

При вводе в смесь, состоящую из двух несмешивающихся между собой жидкостей, вещества, которое может растворяться в любой из этих двух жидкостей, его распределение между этими жидкостями будет пропорционально растворимости в каждой из них.

Согласно закону распределения вещество, способное растворяться в двух несмешивающихся растворителях, распределяется между ними так, что отношение его концентраций в этих растворителях при постоянной температуре остается постоянным, независимо от общего количества растворенного вещества:

где С₁ и С₂ – концентрации вещества в двух жидкостях

Источник