Материал: Химия Часть 3

Условия образования и растворения осадка

1. Термодинамика процесса образования осадка.

При любом произвольном соотношении компонентов «твердый осадок  раствор» система будет стремится к состоянию равновесия:

K

насыщенный

раствор

осадок

Этот процесс можно описать при помощи изотермы Вант-Гоффа:

В насыщенном растворе:

и G = 0.

В ненасыщенном или пересыщенном растворе величина называетсяпроизведение концентраций ионов и обозначается .

Из уравнения изотермы Вант-Гоффа видно, что если (пересыщенный раствор), тоG > 0 и, следовательно, процесс самопроизвольно протекает в обратном направлении, т.е. в сторону образования твердой фазы.

В другом случае, если (ненасыщенный раствор), тоG < 0 и процесс самопроизвольно протекает в прямом направлении, т.е. в сторону растворения осадка.

Таким образом, зная концентрации ионов в растворе, можно прогнозировать направление смещения гетерогенного равновесия:

1) Условие выпадения осадка:

Если произведение концентраций ионов, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов, превышает произведение растворимости, то происходит образование твердой фазы (осадка):

.

2) Условие растворения осадка:

Если произведение концентраций ионов, возведенных в степени стехиометрических коэффициентов, не превышает произведение растворимости, то осадок не образуется, а при наличии в системе твердой фазы (осадка) происходит ее растворение:

.

Следует отметить, что для растворения осадка достаточно умень-шить концентрацию одного из ионов. Этого можно достичь, например, добавляя реагент, связывающий ион малорастворимого электролита в растворимое малодиссоциирующее соединение или газообразное вещество.

2. Кинетика процесса образования осадка.

Процесс образования твердой фазы (осадка) можно рассмат-ривать как двухстадийный:

1 стадия ‑ химическое взаимодействие, т. е. обменная реакция между ионами;

2 стадия ‑ кристаллизация, т. е. образование зародышей кристал-лизации и их рост.

Первая стадия протекает с довольно высокой скоростью, вторая  значительно медленнее.

Это обстоятельство объясняет тот факт, что при достижении условия выпадения осадка последний не всегда образуется момен-тально. Он может появиться через несколько часов, а то и суток.

В целом, кинетика процесса образования осадка довольно сложна и в рамках данного пособия подробно не рассматривается.

Смещение гетерогенного равновесия

1. Влияние одноименного иона.

Из постоянства величины ПР не следует постоянство концен-траций отдельных ионов и концентрацию каждого из них можно варьировать в определенных пределах. Так, можно увеличить концен-трацию иона Аn^n(или Kt^m+), добавив, например, вещество с одно-именным ионом – это немедленно отразится на состоянии равно-весия: оно сдвинется в направлении образования осадка, т. к. избы-точное, по сравнению с равновесным количеством, содержание ионов Аn^n (или Kt^m+) приведет к увеличению скорости реакции осаждения (nKt^m+ + mАn^nKt_nAn_m).

При добавлении одноименного иона, например Аn^n, в системе установится равновесие, которое будет по-прежнему описываться уравнением (1) и количественно характеризоваться той же величиной , но другими равновесными концентрациями ионовKt^m+ и Аn^n. Концентрация ионов Kt^m+ во вновь установившемся равновесии уменьшится по сравнению с предыдущим равновесным состоянием (до добавления избыточного количества иона Аn^n) за счет того, что часть ионов Kt^m+ вступит в реакцию осаждения с избыточным количеством ионов Аn^n. Концентрация ионов Аn^n, наоборот, будет больше, чем в предыдущем равновесии.

Пример 4. Сравнить растворимость сульфата бария в воде и в растворе хлорида бария с С(BaCl₂) = 0,01 моль/л.

Решение.

Растворимость сульфата бария (ПР = 1,1∙10^10) в воде составляет:

.

Очевидно, что в насыщенном растворе BaSO₄:

P(BaSO₄) = C(Ba²⁺) = C(SO₄^2).

Добавление в раствор растворимой соли бария приводит к повы-шению концентрации ионов Ba²⁺. Согласно принципу Ле Шателье, равновесие:

BaSO₄ ⇄ Ba²⁺ + SO₄^2

осадок

смещается в сторону образования осадка и растворимость сульфата бария снижается.

В данном случае концентрация катионов бария складывается из концентрации ионов Ba²⁺ в насыщенном растворе BaSO₄ (10^5 моль/л) и концентрации катионов, образовавшихся при диссоциации BaCl₂ (0,01 моль/л). Ввиду того, что концентрация ионов Ba²⁺ в насыщенном растворе BaSO₄ на три порядка меньше, чем в растворе BaCl₂, то ей можно пренебречь, считая, что С(Ва²⁺) = 0,01 моль/л.

Поэтому:

.

Отсюда:

Таким образом, при осаждении сульфатов в виде BaSO₄ добав-ление BaCl₂ понижает растворимость сульфата бария и способствует более полному выведению сульфатов из раствора.

2. Влияние посторонних ионов.

Введение в насыщенный раствор вещества-электролита, не содержащего одноименных ионов с осадком, напротив, повышает растворимость соединения (солевой эффект). Причиной солевого эффекта является усиление межионных взаимодействий, способст-вующих переходу ионов вещества из кристаллической решетки (твердой фазы) в раствор.

Так, растворимость сульфата бария в растворе хлорида натрия  сильного электролита, не образующего одноименных ионов с осадком  выше, чем в чистой воде.

3. Влияние кислотности среды.

В некоторых случаях малорастворимые соли слабых кислот растворяются в более сильных кислотах. Добавление сильной кислоты повышает концентрацию ионов H⁺, которые с анионами соли образуют малодиссоциированную слабую кислоту. При этом концен-трация аниона понижается, и гетерогенное равновесие смещается в сторону растворения осадка.

Так, малорастворимый в воде карбонат бария легко растворяется при добавлении соляной кислоты, поскольку из-за протекания реакции:

2H⁺ + CO₃^2 ⇄ H₂CO₃ ⇄ СО₂ + H₂O

в растворе снижается концентрация ионов СО₃^2 и равновесие:

BaCO₃ ⇄ Ba²⁺ + CO₃^2

насыщенный

раствор

смещается в сторону растворения осадка.

Рассмотрим процесс растворения малорастворимого сильного электролита, состоящего из однозарядного катиона и однозарядного аниона слабой кислоты KtAn при добавлении кислоты. Подкисление раствора приводит к частичному связыванию аниона в малодиссоци-ированное соединение:

H⁺ + Аn^ HAn,

поэтому в растворе наряду с ионами Аn^ появляются молекулы HАn.

Таким образом, общая концентрация свободных и связанных анионов составит:

С(An^) = [An^] + [HAn].

Поскольку

,

то:

.

Отсюда:

.

Выражение для ПР будет иметь вид:

,

следовательно:

Для малорастворимых солей, образованных слабыми двух-основными кислотами, справедливо уравнение:

Из уравнений (4) и (5) можно сделать следующие выводы:

Чем больше произведение растворимости соли и чем меньше константа диссоциации образующейся слабой кислоты, тем больше растворяющее действие прибавляемой кислоты на осадок.

Чем слабее кислота, соответствующая аниону соли (т.е. чем меньше ), тем меньшее подкисление раствора требуется для увеличения растворимости соли.

Пример 5. Сравнить растворимость нитрита серебра при pH = 7 и pH = 3, если ,

Решение.

Так как в состав данной соли входит анион слабой одноосновной кислоты, то согласно формуле (4) при pH = 7:

.

Поскольку величина 2,510^4 << 1, то:

.

При pH = 3:

Таким образом, при снижении pH от 7 до 3 растворимость нитрита серебра увеличивается почти в 2 раза.

Пример 6. Сравнить растворимость оксалата и тартрата кальция в кислой среде при одинаковом pH, если ,,,

Решение.

Оксалат кальция (СаС₂О₄) и тартрат кальция () имеют сопоставимые значения ПР, но при этом:

<

Согласно формуле (5), осадок тартрата кальция растворится при более низкой концентрации ионов Н⁺ (более высоком значении рН), чем осадок оксалата кальция. Это означает, что при одинаковом pH растворимость тартрата кальция выше, чем оксалата кальция.

Можно привести и другие примеры, подтверждающие справед-ливость уравнений (4) и (5). Действительно, все карбонаты раство-римы даже в слабых кислотах, тогда как большинство фосфатов  только в сильных. Соли, имеющие низкие значения ПР (например, сульфиды), не растворимы даже в сильных кислотах. Не растворимы в сильных кислотах и соли, образованные анионами сильных кислот (например, AgCl), так как при этом не образуются малодиссоцииро-ванные соединения.

Большинство веществ, представляющих твердую фазу в биосис-темах в норме и при патологии, являются кальциевыми солями слабых кислот и их растворимость будет увеличиваться с повы-шением кислотности среды. При этом легче будут растворяться соли, образованные более слабыми кислотами.