ИННОВАЦИОННАЯ ОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ПРОГРАММА Лекция 8 ГЕТЕРОГЕННОЕ ИОННОЕ

на растворимость электролита введения одноименных ионов
Условие образования и растворения осадка
Реакции

обмена в растворах электролитов

Модуль 2. Лекция 8. Гетерогенное ионное равновесие. Реакции обмена

KmAn между осадком электролита и его ионами в растворе
KmAn(к)

mKn+ + nAm-
осадок ионы в растворе
Константа данного равновесия – произведение растворимости (ПР)
ПР = Kn+mAm-n
Kn+m, Am-n – равновесные концентрации ионов, моль/л
m и n – стехиометрические коэффициенты
В справочных таблицах приведены значения ПР
при Т = 298К (250С)

Модуль 2. Лекция 8. Гетерогенное ионное равновесие. Реакции обмена

сильного малорастворимого электролита произведение равновесных молярных концентраций катионов и анионов

в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, при постоянной температуре есть величина постоянная
Для фосфата бария
Ba3(PO4)2(к) 3Ba2+ + 2PO43-

Для сульфида серебра (I)
Ag2S(к) 2Ag+ + S2-


Меньше значение ПР меньше растворимость вещества

Модуль 2. Лекция 8. Гетерогенное ионное равновесие. Реакции обмена

карбоната кальция , моль/л

– растворимость карбоната кальция , г/л
Равновесие в насыщенном растворе карбоната кальция
СаСО3(к) Са2+ + СО32-






Сa2+ = СО32- = 6,6105 моль/л.
Растворимость (г/л) связана с растворимостью S (моль/л)

Модуль 2. Лекция 8. Гетерогенное ионное равновесие. Реакции обмена

растворимость которого S
KmAn(к) mKn+ +

nAm-
Концентрации ионов (моль/л)
Kn+ = mS Am- = nS
Произведение растворимости
ПР = Kn+mAm-n = (mS)m(nS)n = mmnnSm+n
Растворимость (моль/л)

Модуль 2. Лекция 8. Гетерогенное ионное равновесие. Реакции обмена

n = 2)



Растворимость Ag2S (m = 2, n =

1)



Для однотипных по составу веществ по значениям ПР можно сравнивать растворимость
>>

сульфат серебра (I), растворим значительно лучше, чем
сульфид серебра (I)

Модуль 2. Лекция 8. Гетерогенное ионное равновесие. Реакции обмена

m Kn+ + n Am-

добавить
сильный электролит KB, сильный электролит MA,
содержащий одноименные содержащий одноименные
ионы Kn+ ионы Am-
KB = Kn+ + Bn- MA = Mm+ + Am-

повышается концентрация ионов Kn+ или Am-

равновесие смещается в сторону образования осадка


Введение в раствор одноименных ионов приводит
к уменьшению растворимости электролита

Влияние на растворимость электролита введения одноименных ионов

Модуль 2. Лекция 8. Гетерогенное ионное равновесие. Реакции обмена

или

+ СО32-
Растворимость карбоната кадмия

Расчет растворимости карбоната кадмия в

0,1М растворе Na2CO3
Концентрация карбонат-ионов
в насыщенном растворе карбоната кадмия
СО32- = S = 2,28106 моль/л
в присутствии карбоната натрия

Концентрация ионов кадмия в присутствии карбоната натрия


Растворимость карбоната кадмия в 0,1М растворе Na2CO3

Расчет растворимости CdCO3

Модуль 2. Лекция 8. Гетерогенное ионное равновесие. Реакции обмена

можно определить возможность образования или растворения осадка в растворе заданного

состава

Произведение молярных концентраций ионов
малорастворимого сильного электролита
в заданном в насыщенном
растворе – ПК растворе – ПР

ПК>ПР – раствор пересыщенный – образуется осадок
ПК<ПР – раствор ненасыщенный – осадок не образуется

Когда система уже содержит осадок, и создают условия, при которых ПК<ПР (например, разбавляют раствор), осадок частично или полностью растворяется

Модуль 2. Лекция 8. Гетерогенное ионное равновесие. Реакции обмена

Определите, образуется ли осадок BaSO4 при сливании

равных объемов 0,001 М растворов Ba(NO3)2 и Na2SO4


Ba(NO3)2 = Ba2+ + 2NO3- Na2SO4 = 2Na+ + SO42-
Концентрации ионов
в исходных растворах после сливания (V в 2 раза)






осадок сульфата бария образуется
2,510-7  1,110-10

Модуль 2. Лекция 8. Гетерогенное ионное равновесие. Реакции обмена

реакции в растворах электролитов, в ходе которых не изменяются степени

окисления элементов
Обменные реакции протекают практически необратимо, если в результате образуются малорастворимые, газообразные вещества или слабые электролиты.
Сущность происходящих в растворе процессов выражают ионными уравнениями. В ионных уравнениях учитывают растворимость и относительную степень диссоциации электролитов
При составлении ионных уравнений в виде ионов записывают только растворимые сильные электролиты. Все остальные вещества (неэлектролиты, слабые или малорастворимые электролиты) записывают в молекулярной форме

Модуль 2. Лекция 8. Гетерогенное ионное равновесие. Реакции обмена

Pb(NO3)2 + 2KI = PbI2 + 2KNO3

Pb2+ + 2I- = PbI2
Образование газообразного вещества
Na2S + 2HCl = H2S + 2NaCl S2- + 2H+ = H2S
Образование слабых электролитов
CH3COONa + HCl = CH3COOH + NaCl CH3COO- + H+ = CH3COOH
Образование соединения, которое распадается на газообразное вещество и слабый электролит
Na2CO3 + 2HNO3 = 2NaNO3 + CO2 + H2O
CO32- + 2H+ = CO2 + H2O
Образование комплексного соединения
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2Zn(OH)4
Zn(OH)2 + 2OH- = Zn(OH)42-

Модуль 2. Лекция 8. Гетерогенное ионное равновесие. Реакции обмена

содержат малорастворимые соединения, должны быть обратимыми
AgCl(к) + KI

AgI(к) + KCl


Направление реакции можно определить по значению константы равновесия
AgCl(к) + I- AgI(к) + Cl-
Умножаем числитель и знаменатель на Ag+


Кс  1 данная реакция практически необратимо протекает в прямом направлении
AgCl(к) + KI = AgI(к) + KCl

Модуль 2. Лекция 8. Гетерогенное ионное равновесие. Реакции обмена

H2S + MnCl2

MnS + 2H+ H2S + Mn2+

После умножения на [S2-] и перегруппировки







KC >> 1 – равновесие сильно смещено в сторону прямой реакции, реакция практически необратима MnS + 2HCl = H2S + MnCl2

Модуль 2. Лекция 8. Гетерогенное ионное равновесие. Реакции обмена

H2S + CuCl2


CuS + 2H+

H2S + Cu2+



KC << 1 – равновесие сильно смещено в сторону обратной реакции,
которая идет практически необратимо
H2S + CuCl2 = CuS + 2HCl
Реакции, в которых исходные вещества и продукты реакции содержат малорастворимые или слабые электролиты, идут в сторону образования более слабых и менее растворимых электролитов

Модуль 2. Лекция 8. Гетерогенное ионное равновесие. Реакции обмена

электролита и его ионами в растворе называют произведением растворимости
Обменные реакции

(реакциями обмена) ‑ реакции в растворах электролитов, в ходе которых не изменяются степени окисления элементов
Обменные реакции протекают практически необратимо, если в результате образуются малорастворимые, газообразные вещества или слабые электролиты.
Реакции, в которых исходные вещества и продукты реакции содержат малорастворимые или слабые электролиты, идут в сторону образования более слабых и менее растворимых электролитов

Модуль 2. Лекция 8. Гетерогенное ионное равновесие. Реакции обмена

Б.Д., Цветков А.А. Неорганическая химия. - М.: Высш. шк., 1994
Карапетьянц

М.Х. Общая и неорганическая химия. - М.: Химия, 2000
Угай Я.А. Общая и неорганическая химия. - М.: Высш. шк., 2007
Неорганическая химия. В 3 т. Т. 1: Физико-химические основы неорганической химии. Под ред. Ю. Д. Третьякова. - М.: Академия, 2004
Лидин Р.А. Задачи по общей и неорганической химии. - М.: ВЛАДОС, 2004
Гаршин А.П. Неорганическая химия в схемах, рисунках, таблицах, формулах, химических реакциях. - СПб.: Лань, 2000

Модуль 2. Лекция 8. Гетерогенное ионное равновесие. Реакции обмена