Теория процессов осаждения

v1
AgCl ↔ Ag+ + Cl-
v2

AgCl [Ag+] ∙ [Cl-]
K = = const
[AgCl]

Ks = aAg+ ∙ aCl-

В общем виде:

Мр ∙ Хg ↔ p ∙ M + g ∙ X

∙ aXg
К0 =

aMp ∙ Xg
Произведение растворимости ПР (константа
растворимости):
К0 ∙ aMp∙Xg = аMp ∙ aXg = Ks0
Активность иона:
aион = f ∙ C
Ионная сила раствора:
μ = ½ ∑CiZi2
μ → 0, f = 1, a ≈ C – только для разбавленных растворов

концентрационное

произведение растворимости.

Связь между термодинамическим и концентрационным произведением растворимости:

Ks0 = аMp ∙ aXg = СMp ∙ fMp ∙ CXg ∙ fXg = СMp ∙ CXg ∙ fMp ∙ fXg =
= Ks ∙ fMp ∙ fXg
Ks0
Ks =
fMp ∙ fXg

gX
Если растворимость соли МрХg - S моль/л, то концентрация ионов:
[M]

= p ∙ S, [X] = g ∙ S.
Ks = [M]p ∙ [X]g = [(p ∙ S)]p ∙ [(g ∙ S)]g = pp ∙ gg ∙ Sp ∙ Sg = pp ∙ gg ∙ Sp+g

p + g Ks
S = pp ∙ gg

Вычислить

Ks0 AgJ.
Молярная масса AgJ составляет 235 г/моль.
AgJ ↔ Ag+ + J-
[Ag+] = [J-] = S
X = (2.149∙10-6)/235 = 9.1∙10-9 моль/л = S
Ks = S2 = 8.3∙10-17

Пример 2. Рассчитать S для Ag2CrO4 (ПР = 1.1∙10-12).
Ag2CrO4 ↔ 2Ag+ + CrO42-
2S S
K = (2S)2 ∙ (S) = 4S3

3 Ks
S =
4

10-5
ПРSrSO4 = 3.2 ∙ 10-7

ПРBaSO4 = 1.1 ∙ 10-10
Пример 3. Какая из солей наиболее растворима: AgCl или Ag2CrO4?
КS (AgCl) = 1.78∙10-10
AgCl ↔ Ag+ + Cl-
КS = [Ag+] ∙ [Cl-] = S2
S = 1.34∙10-5 моль/л

КS (Ag2CrO4) = 1.1∙10-12
Ag2CrO4 ↔ 2Ag+ + CrO42-
КS = [Ag+]2 ∙ [CrO42-] = 4S2 ∙ S = 4S3
S = 6.5∙10-5 моль/л

в 0.01 М растворе KCl.
КS (AgCl) =

1.78∙10-10
AgCl ↔ Ag+ + Cl-
S S S+0.01 (можно пренебречь)
КS = [Ag+] ∙ [Cl-] = S ∙ [Cl-]
S = КS / [Cl-] = 1.78∙10-10/0.01 = 1.78∙10-8 моль/л - растворимость
в присутствии избытка Cl- -ионов понижается (S в воде = 1.34∙10-5
моль/л), следовательно введение одноименного иона уменьшает
растворимость вещества.

< ПР – условие растворения осадка

Пример 5. Выпадает ли осадок

в растворе, содержащем 0.02М
BaCl2 и Na2SO4?
BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + 2NaCl
Пренебрегаем разбавлением.
ИП = [Ba2+] ∙ [SO42-] = 0.02∙0.02 = 4∙10-4 моль/л
ПР = 1.1∙10-10
ИП > ПР, следовательно, осадок выпадает.