4. Теоретичні основи аналітичної хімії. Рівновага в гетерогенній систем.

4.1. Добуток розчинності.

Гетерогенна система – це система, яка складається з кількох фаз. Реакції які відбуваються в гетерогенній системі називаються гетерогенними реакціями. У гетерогенній системі спостерігається рівновага між насиченим розчином малорозчинної речовини і осадом.

AgCl Ag⁺+Cl^-

тверда фаза, рідка фаза,

осад розчин

Стан цієї насиченої динамічної рівноваги характеризується константою рівноваги – добутком розчинності ДР

ДР_AgCl = [Ag⁺][Cl^-]

ДР – це добуток молярних концентрацій йонів у насиченому розчині малорозчинного електроліту за сталої температури і тиску.

ДР – величина стала, характерна для кожного електроліту.

ДР для електроліту, який складається більше ніж 2 йонів

ДР (MgNH₄PO₄)=a_Mg²⁺ a_NH4⁺ a_PO4^3-

ДР для електролітів, які складаються з декількох однакових йонів:

ДР_Pb3(po4)2 = a³_Pb²⁺ a²_PO4^3-

Умови утворення і випадіння осаду

Осад малорозчинного сильного електроліту утворюється тоді, коли після змішування розчинів реагентів добуток молярних концентрацій катіонів і аніонів буде більшим, ніж ДР осаду за даної температури.

Наприклад: [Ba²⁺][SO₄^2-] > ДР_BaSO4 – розчин пересичений

[Ba²⁺][SO₄^2-] = ДР_BaSO4 – рівновага, розчин насичений, осад не випадає

[Ba²⁺][SO₄^2-] < ДР_BaSO4 – розчин ненасичений, переважає процес розчинення осаду.

в ДР входить концентрація речовин в моль/л. Значення ДР вказані в довідниках.

Алгоритм обчислення можливості утворення і випадіння осаду:

1. Розрахунок молярних концентрацій речовин у розчині після змішування розчинів.

2. Визначення молярних концентрацій у розчині тих іонів, які утворюють осад.

3. Знаходження добутку молярних концентрацій іонів, які утворюють осад – знаходження іонного добутку (ІД).

4. Порівняння одержаного добутку молярних концентрацій іонів у розчині (ІД) з добутком розчинності речовини (ДР), яка випадає в осад.

Якщо ІД буде більшим ніж ДР осаду, то осад випадає.

Приклад: Чи утвориться осад, якщо до 0,01М розчину Pb(NO₃)₂ додати рівний об’єм 0,01М розчину K₂SO₄? Навести речовину осаду.

Дано:

V(Pb(NO₃)₂) = V(K₂SO₄) Pb(NO₃)₂ + K₂SO₄ = PbSO₄ ↓ + 2KNO₃

C(Pb(NO₃)₂) = C(K₂SO₄) = 0.01моль/л З довідника ДР_PbSO4 = 1.6·10^-8

Чи утвориться осад - ?

1. C(Pb(NO₃)₂) = C(K₂SO₄) = 0.01моль/л : 2=0,005 моль/л (при зливанні двох рівних об’ємів розчинів загальний об’єм розчину збільшується у 2 рази, а молярна концентрація кожної речовини в розчині зменшилась у 2 рази).

2. [Pb²⁺] = C (Pb(NO₃)₂) = 0.005 моль/л

[SO₄^2-] = C (K₂SO₄) = 0.005 моль/л

3. ІД_(PbSO4) = [Pb²⁺][SO₄^2-] = 0.005 моль/л · 0,005 моль/л = 2,5 · 10^-5 моль/л

4. ІД ДР

2,5 · 10^-5 > 1.6·10^-8

отже, утворюється пересичений розчин, тому випадає осад - PbSO₄

Правило добутку розчинності справедливе лише по відношенню до малорозчинних електролітів, які посилають у розчин відносно мало іонів.

Якщо до насиченого розчину електроліту додати розчин іншого електроліту зі спільним Іоном, тоді ІД буде більший за ДР, розчин стане пересиченим, тобто випаде осад. Розчинність електролітів знижується при введенні в їх розчин будь-яких сильних електролітів з однойменним іоном.

4.2. Сольовий ефект.

Для того щоб збільшити розчинність малорозчинних електролітів використовують сольовий ефект – це підвищення розчинності в системі “осад-розчин” при додаванні сильних електролітів, які не містять однойменних іонів з осадом.

Дослідження І.В. Тананаєва показали, що розчинність PbSO₄ збільшується при додаванні до його насиченого розчину розчинів NaNO₃, KNO₃, і процес проходить тим сильніше чим більша концентрація цих солей.

Відповідно теорії сильних електролітів сольовий ефект обумовлений зменшенням коефіцієнтів активності за рахунок підвищення іонної сили розчину при проливанні електролітів, які не містять однойменних іонів.