 ПОЗНАВАТЕЛЬНОЕ Сила воли ведет к действию, а позитивные действия формируют позитивное отношение Как определить диапазон голоса - ваш вокал Игровые автоматы с быстрым выводом Как самому избавиться от обидчивости Противоречивые взгляды на качества, присущие мужчинам Вкуснейший "Салат из свеклы с чесноком" Натюрморт и его изобразительные возможности Применение, как принимать мумие? Мумие для волос, лица, при переломах, при кровотечении и т.д. Как научиться брать на себя ответственность Зачем нужны границы в отношениях с детьми? Световозвращающие элементы на детской одежде Как победить свой возраст? Восемь уникальных способов, которые помогут достичь долголетия Классификация ожирения по ИМТ (ВОЗ) Глава 3. Завет мужчины с женщиной
Оси и плоскости тела человека - Тело человека состоит из определенных топографических частей и участков, в которых расположены органы, мышцы, сосуды, нервы и т.д.
| ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ.
В химии часто используются гетерогенные (неоднородные) системы, состоящие из двух и более фаз, например, реакции осаждения. Особенность реакций осаждения заключается в том, что в результате растворения образуется новая фаза – твердое вещество и возникает гетерогенная двухфазная система: раствор – осадок (существует равновесие между осадком, образующимся при осаждении, и раствором, соприкасающимся с осадком соответствующего вещества). Осадки, используемые в химическом анализе, относятся к различным классам химических соединений - это соли, основания и кислоты. Чаще всего используют малорастворимые соли. Соли неорганических кислот представляют собой, как правило, сильные электролиты и в растворах практически полностью диссоциируют на ионы. Основные закономерности для случая, когда осадок образован малорастворимым электролитом, кристаллическая решетка которого построена из ионов, можно представить следующим образом:
Таким образом, в насыщенном растворе неорганической малорастворимой соли МnАm содержатся в основном только отдельные ионы Мm+ и An-, которые находятся в равновесии с твердой фазой МnAm:
К такой системе применим закон действующих масс:
Константа равновесия не зависит от абсолютного количества твердой фазы и при данной температуре является величиной постоянной. При установившемся равновесии скоростей осаждения и растворения осадка в насыщенном растворе малорастворимого электролита при данной температуре и давлении произведение концентраций (активностей) его ионов есть величина постоянная. Эту константу называют произведением растворимости ПР (Lp – в немецкой литературе, Sp – в английской) или произведением активностей : ПР(MnAm)=[Mm+]n ·[An-]m (3.2) Из уравнения (3.2) видно, что при увеличении концентрации катионов осадка уменьшается концентрация анионов (и наоборот), поскольку при возрастаний концентрации ионов Мm+ или An- увеличивается вероятность встречи между ними. При этом скорость осаждения увеличивается по сравнению со скоростью реакции растворения осадка, и поэтому концентрация других разновидностей ионов в растворе уменьшается. Равновесные молярные концентрации ионов Mm+ и An- пропорциональны растворимости S (моль/л) вещества МnАm: [Mm+]=n∙S [An-]=m∙S, тогдаПР=(n∙S)n∙(m∙S)m (3.3) По значениям ПР можно сравнивать растворимость различных веществ. Например, из значений ПР для CaF2 (4,0∙10-11) и BaF2 (1,7∙10-6) можно заключить, что фторид кальция хуже растворим, чем фторид бария. Численные значения произведения растворимостей приведены в справочниках (cм. приложение). Пользуясь ими, можно вычислить растворимость малорастворимого электролита в системе: раствор - осадок. Напоминаем, что растворимость S малорастворимого соединения - это концентрация его ионов в растворе над осадком. ПРИМЕР 3.1 Произведения растворимости AgCl и Ag2CО3 равны соответственно 1,6∙10-10 и 6,2∙10-12 при 250С. Какая соль более растворима? Решение: Определим молярные концентрации ионов в насыщенных водных растворах. AgCl = Ag++Cl- Если с1 моль AgCl перешло в раствор, то [Ag+] = [С1-] =с1. ПР(АgС1) = [Ag+] [С1-] =c12
Для второй соли: Ag2CО3=2Ag++CO32- Если растворилось с2 моль Ag2CО3, то: [Ag+]=2с2; [СO32-]=с2; ПР (Ag2CО3) = [Ag+]2∙[СО32-] = (2c2)2∙c2 = 4c23;
При сравнении с1 и с2 видно, что растворимость карбоната серебра в 10 раз выше растворимости хлорида серебра, хотя ПРAgCl>ПРAg2C03 и, казалось бы, растворимость АgС1 должна быть выше. Расчет показывает, что качественное сравнение растворимостей по величине ПР возможно лишь для веществ, образующих в растворах одинаковое суммарное число ионов. Например: ПРAgCl=1,6∙10-10; ПРAgI= l,0∙10-16; с(AgCl)>с(AgI); ПРAg2CO3=6,2∙10-12; ПРAg2CrO4=2,0∙10-12; с(Ag2CO3)>c(Ag2CrO4). Под растворимостью обычно понимают концентрацию ионов металла в насыщенном растворе малорастворимой соли. Соотношения (3.2) и (3.3) позволяют рассчитывать значения ПР по известной растворимости веществ и, наоборот, растворимость веществ по известным ПР при Т= const. ПРИМЕР 3.2 Определите ПР фторида магния, если его растворимость (S) в воде равна 0,001 моль/л при некоторой температуре. Решение: Mg2++2F-↔MgF2(T). ПP = [Mg2 + ][F-]2 = S·(2S)2 = 4·S3 = 4·(0,001)3 = 4∙10-9.
ПРИМЕР 3.3 Растворимость Ag2CО3 равна 3,17·10-2г/л (при 200С). Вычислить произведение растворимости. Решение: Пересчитаем концентрацию Ag2CO3, выраженную по условию задачи в граммах на литр, в моль на литр. Для этого разделим растворимость Ag2CO3 в единицах моль/л на молярную массу Ag2CO3:
Составляем уравнение диссоциации соли: Ag2CО3 ↔2Ag+ + CO32-. 1 моль Ag2CO3 распадается на 2 моль Ag+ и 1 моль СО32-. Следовательно, 1,15·10-4 моль Ag2CO3 дают 2,3·10-4 моль Ag+ и 1,15·10-4 моль СО32-. Отсюда: [Аg+] = 2,3·10-4 и [СО32-]= 1,15·10-4. Вычисляем ПР: ПР=[Аg+]2·[СО32-]=(2,3·10-4)2·( 1,15·10-4)=6,08·10-12. В общем случае для осадка МmАn растворимость в воде вычисляют по формуле:
где m+n – суммарное число катионов и анионов; ПР – произведение растворимости вещества; m – число молей катионов в уравнении диссоциации вещества; n – число молей анионов в уравнении диссоциации вещества. Формула (3.4) справедлива в том случае, если можно пренебречь влиянием ионной силы раствора и протеканием конкурирующие реакций. В реальных условиях анализа сравнительно редко приходится иметь дело с насыщенными растворами малорастворимых соединений, не содержащими каких-либо посторонних ионов, которые способны взаимодействовать с ионами осадка. Эти конкурирующие реакции приводят к увеличению растворимости. Так, катионы осадка могут вступать во взаимодействие с каким-либо лигандом, образуя комплексы, анионы осадка в свою очередь могут подвергаться протонизации. Правило постоянства произведения концентраций следует из применения закона действия масс к насыщенному раствору малорастворимого электролита. Однако это правило имеет приближенный характер, потому что равновесие между осадком и раствором характеризуется более сложной зависимостью. При введении в насыщенный раствор труднорастворимой соли постороннего электролита состояние равновесия нарушается, часть твердой фазы будет переходить в раствор и растворимость осадка увеличится. Процесс растворения твердой фазы проходит до тех пор, пока активность ионов в растворе, т. е. их способность к взаимным столкновениям, не станет такой же, как и до введения в раствор постороннего электролита. После этого снова установится динамическое равновесие между осадком и ионами раствора. Поэтому постоянной величиной является не произведение концентрации ионов, а произведение их активности. Активность – величина, учитывающая отклонения от законов идеальных растворов, связанные с различными взаимодействиями между частицами растворенного вещества, а также растворенного вещества и растворителя. Правило произведения растворимости: в насыщенном растворе малорастворимой соли произведение активностей ионов при постоянной температуре и давлении является величиной постоянной. ПА(MnAm)=(аMm+)n ·(аAn-)m (3.5) Величину ПА называют произведением активности; она, в отличие от произведения растворимости, не зависит от концентрации посторонних ионов в растворе. Формулу (3.5) используют, если нельзя пренебречь влиянием ионной силы раствора. Связь между произведением растворимости и произведением активности можно установить, исходя из следующей зависимости: а=f·с , (3.6) где а- активность; f- коэффициент активности; с- концентрация раствора. моль/л. Для расчета коэффициентов активности применяют правило ионной силы раствора: I=1/2 (CA·Z2A+CB·Z2B)· , (3.7) где I – ионная сила раствора; СА- концентрация иона А, моль/л; ZА – заряд иона А; СВ – концентрация иона В. моль/л; ZВ – заряд иона В. Тогда коэффициент активности можно рассчитать по формуле:
Значением ПР без поправок на ионную силу раствора можно пользоваться только при I < 0,0001, когда коэффициенты активностей близки к единице. С увеличением концентрации ионов возрастает ионная сила раствора (сила электростатического притяжения ионов) и уменьшается кинетическая энергия движения ионов, т.е. уменьшается их активность. ПРИМЕР 3.4. Вычислить растворимость Ag2CrО4 в г/л с учётом коэффициентов активностей всех ионов. ПР Ag2CrО4= 1,2·10-12. Решение: Растворимость осадка в моль/л без учёта коэффициентов активностей вычисляют непосредственно по произведению растворимости: ПР Ag2CrО4 =[Ag+]2·[CrO42-] =(2х)2·х =4x3 =1,2·10-12; х=6,7·10-5 моль/л. [CrO42-] = 6,7·10-5 моль/л; [Ag+]= 2· 6,7·10-5 моль/л. Далее вычисляют ионную силу раствора и коэффициенты активностей: J = 1/2·(2·6,7·10-5 ∙12 + 6,7·10-5·22)= 4·10-4. По справочнику находим для J= 4·10-4: fAg+= 0,98, fCrO42- = 0,94. Тогда ПР Ag2CrО4 = fAg+·[Ag+]2·fCrO42-·[CrO42-]. 0,98·(2х)2·0,94·х=·1,2·10-12 х=6,9·10-5 моль/л или 6,9·10-5·331=0,023 г/л. В присутствии посторонних электролитов коэффициенты активности ионов, которые зависят от ионной силы раствора, всегда меньше единицы. Отсюда можно заключить, что произведение растворимости, а также и растворимость малорастворимых соединений увеличивается в растворах с повышением концентрации сильных электролитов. При добавлении реактива, в котором содержатся ионы, одноименные с ионами осадка, растворимость осадка уменьшается. Этим широко пользуются в химическом анализе. СОЛЕВОЙ ЭФФЕКТ. Сильные электролиты, присутствующие в растворе, обычно повышают растворимость соприкасающихся с ним осадков. Например, растворимость PbSО4 в присутствии KNО3, NaNO3 и т. п. повышается и притом тем сильнее, чем больше общая концентрация всех подобных солей в растворе. Это явление, называемое солевым эффектом. Произведение растворимости только в первом приближении можно рассматривать как произведение концентраций ионов в насыщенном растворе. В действительности же постоянным является не оно, а произведение активностей ионов в насыщенном растворе. Например, действительные концентрации ионов Н+ и С1- в 0,1М растворе НС1, которая, как сильный электролит считается диссоциированной в водных растворах почти нацело, равны также по 0,1моль/л. Однако действуют эти ионы при различных химических реакциях так, как если бы их концентрация равнялась всего 0,0814 моль/л. Концентрацию для сильных электролитов вычисляют, исходя из допущения почти полной диссоциации их в растворе. Что же касается коэффициента активности, то, согласно современной теории сильных электролитов, он представляет собой меру влияния электростатических сил притяжения и отталкивания, действующих между ионами на способность иона к химическим действиям. Если fa < 1, это значит, что и он стеснен в своих движениях междуионными силами. В таком случае а < С, т. е. данное количество ионов (С, моль/л) действует так, как если бы их было меньше (а, моль/л). Если fa = 1, то а = С. Это значит, что ион действует соответственно своей «концентрации» в растворе. У сильных электролитов это происходит только в очень разбавленных растворах (С≤0,0001М), где расстояния между ионами настолько велики, что действующие между ними силы практически не играют роли. Аналогично же можно не считаться с междуионными силами и в случае не слишком концентрированных растворов слабых электролитов, у которых только ничтожная часть всех молекул диссоциирована на ионы. Для таких растворов можно принять, что fa =1 и а=С. ПРИМЕР 3.5 Вычислить растворимость BaSO4 в 0,01М растворе Na2SО4 и сопоставить её с растворимостью этой соли в воде. ПР BaSO4=1,1·10-10. Решение: Обозначим растворимость сульфата бария через х. х моль BaSО4 дадут по х моль Ва2+ и SO42- соответственно. Но SO42-ионы образуются также в результате диссоциации Na2SО4. Учитывая, что каждый моль соли дадут 1 моль SO42-, можно написать: [Ва2+]=х [SO42- ]=0,01+х. Подставив эти значения в уравнение произведения растворимости, получим: ПР=х·(х + 0.01)= 1,1·10-10. Если учесть, что растворимость BaSО4 очень мала, величиной по сравнению с 0,01 можно пренебречь. Сделав это, получим: х·0,01= 1,1·10-10 х= 1,1·10-8 моль/л. Растворимость BaSO4 в воде равна у:
Таким образом, присутствие 0,01 моль/л Na2SO4 должно понизить растворимость BaSО4 в :
УСЛОВИЕ ВЫПАДЕНИЯ ОСАДКА. Произведение растворимости является одной из основных характеристик осадка. Пользуясь этой характеристикой, можно изменять растворимость осадка, рассчитывать оптимальные условия осаждения, предвидеть, какими реакциями осаждения лучше пользоваться для определения тех или иных ионов. Из уравнения (3.1.) вытекают условия образования в растворе осадка: Осадок малорастворимого электролита образуется только в том случае, когда произведение концентраций его ионов (П) в растворе превышает величину произведения растворимости этого соединения, т.е. когда раствор становится пересыщенным относительно данного малорастворимого соединения. Из ненасыщенного раствора осадок не выделяется, происходит растворение твёрдой фазы. ПРИМЕР 3.6 Определить, образуется ли осадок PbCО3 при смешении 400 мл 0,001 М Pb(NO)2 и 100 мл 0,01 М К2СО3. Решение: Найдём молярные концентрации веществ в момент смешения по формуле:
Концентрации ионов, образующих осадок, равны: [Pb2+]= См2(Pb(NO)2), т.к. при диссоциации из 1 моль соли образуется 1 моль ионов свинца. [СО32-]= См2(К2СО3), т.к. при диссоциации из 1 моль соли образуется 1 моль ионов СО32-. Отсюда ПР = [Pb2+]·[СО32-]= 0,0008·0,002=1,6·10-5. Полученное значение больше ПРPbCO3 = 7,5·10-14, следовательно, раствор пересыщен относительно карбоната свинца и осадок образуется. ПРИМЕР 3.7 При каком соотношении концентраций ионов Ва2+и Рb2+ их карбонаты при введении ионов СО32- будут выпадать одновременно? ПРВаСО3 =7∙10-9, ПРРbСО3 =1,5∙10-13. Решение: Концентрацию вводимых карбонат-ионов обозначим через ССО32-, тогда:
Итак, карбонаты бария и свинца будут выпадать одновременно из раствора, если СВа2+>СРb2+ в 46700 раз. Если отношение СВа2+/ СPb2+>46700, то первым из раствора будет выпадать ВаСО3 до тех пор, пока отношение СВа2+/ СPb2+ не будет равным 46700. И только после этого начнется одновременное выпадение осадков. Если же отношение концентрации ионов бария и свинца меньше 46700, то первым начнет осаждаться карбонат свинца. Осаждение карбоната свинца будет протекать до тех пор, пока отношение СВа2+/ СPb2+ не достигнет значения, при котором ВаСО3 и РbСО3 будут осаждаться одновременно.
ВЛИЯНИЕ ТЕМПЕРАТУРЫ НА ПОЛНОТУ ОСАЖДЕНИЯ Полнота осаждения определяется в первую очередь величиной произведения растворимости осадка. Но указанная величина постоянна только при неизменной температуре. Если же температура изменяется, то изменяется и величина произведения растворимости осадка. Растворимость большинства осадков тоже увеличивается с повышением температуры, хотя обычно не так сильно. Так, например, растворимость AgCl при 1000С почти в 25 раз больше, чем при 100С. Иногда встречаются случаи, когда растворимость осадков уменьшается с повышением температуры. Изменение растворимости в зависимости от температуры связано с тепловым эффектом растворения. У большинства солей растворение сопровождается поглощением тепла. Растворимость таких солей, согласно принципу Ле-Шателье, должна возрастать при повышении температуры. Наоборот, в тех случаях, когда при растворении происходит выделение тепла, растворимость при повышении температуры уменьшается. Если при повышении температуры происходит превращение одного кристаллогидрата в другой, т. е. изменяется кристаллическая решетка соли, то может случиться, что разные кристаллогидраты будут различно реагировать на повышение температуры, и, следовательно, изменится растворимость. Например, при комнатной температуре в равновесии с водным раствором находится осадок кристаллогидрата CaSО4∙2H2О, растворимость которого увеличивается с повышением температуры. Однако при 600С этот кристаллогидрат теряет часть своей кристаллизационной воды, превращаясь в кристаллогидрат состава CaSО4∙1/2Н2О. В отличие от растворимости CaSО4∙2H2О растворимость кристаллогидрата CaSО4∙1/2Н2О с повышением температуры уменьшается, и кривая растворимости сульфата кальция имеет максимум при 600С. Осаждение чаще ведут при нагревании, так как это способствует росту кристаллов осадка или коагуляции коллоидных частиц (при их наличии). Если растворимость осадка заметно возрастает с повышением температуры, то к отделению осадка фильтрованием необходимо приступать только после полного охлаждения раствора. Так поступают, например, при отделении осадков MgNH4PО4, PbSО4, CaC2О4 и т. п. Если растворимость осадка очень мала и мало изменяется с изменением температуры, например, Fe(OH)3 выгоднее фильтровать раствор горячим, так как горячие жидкости фильтруются быстрее холодных. В ряде случаев увеличение растворимости может быть в достаточной мере подавлено присутствием в растворе избытка осадителя. Не следует, однако, забывать, что при промывании осадка этот избыток удаляется, так что в конце этой операции растворимость снова повысится.
3.4.2 ВЛИЯНИЕ рН СРЕДЫ НА ПОЛНОТУОСАЖДЕНИЯ Одним из важнейших факторов, влияющих на полноту осаждения, является концентрация ионов Н+, т. е. величина рН исследуемого раствора. 1) Осаждение трудно растворимых гидроокисей металлов. В этом случае осаждающим ионом является ион ОН-. Концентрация его связана с концентрацией ионов Н+ соотношением: [Н+]∙[OН-] = КН2О = 10-14 (при 220С) (3.9) Из уравнения (3.9) видно, что с увеличением концентрации ионов Н+, т. е. с уменьшением рН раствора, концентрация ионов ОН- уменьшается. Но от концентрации ионов ОН- зависит, будет ли данная гидроокись осаждаться и насколько осаждение ее будет полным. Ясно, что чем больше величина произведения растворимости гидроокиси, тем большая концентрация ионов ОН- потребуется для достижения полного осаждения ее, т. е. при тем большем рН это осаждение нужно проводить. Величину рН, необходимую для достижения полного осаждения какой-либо гидроокиси, нетрудно вычислить из уравнения произведения растворимости ее. ПРИМЕР 3.8 Определите величину рН при котором произойдет выпадение осадка Mg(OH)2. Решение: Диссоциация Mg(OH)2 протекает согласно уравнению: Mg(OH)2 = Mg2+ + 2OH-. ПPMg(OH)2 = [Mg2+]∙[OH-]2 = 5∙10-12 Откуда Практически полным осаждение вещества можно считать при условии, если молярная концентрация его в растворе по окончании, осаждения равна 10-6 моль/л. Такая же и будет и концентрация иона Mg2+ по окончании осаждения. Тогда:
рОН= -lg[OH-]= -lg2∙10-3=2,7. Зная, что рН + рОН = 14 (при 220С) определим рН. рН=14-рОН=14-2,7=11,3. Таким образом, полное осаждение иона Мg2+ в виде гидроокиси достигается при рН=11,3. Если рН>11,3, то осаждение будет еще более полным, т. е. концентрация иона Mg2+ <10-6М. Наоборот, при рН<11,3 осаждение либо будет неполным, либо вовсе не произойдет. Если аналогичное вычисление проделать для гидроокиси железа Fe(OH)3 (ПР=3,8∙10-38), то мы найдем, что осаждение ее будет практически полным при рН ≥ 3,5. Сопоставляя величины рН осаждения Mg(OH)2 и Fe(OH)3 и надлежащим образом регулируя величину рН, можно разделить ионы Mg2+ от ионов Fe3+. 2) Осаждение трудно растворимых солей слабых кислот. Величина рН имеет важное значение при осаждении трудно растворимых солей слабых кислот, например карбонатов, оксалатов, фосфатов, сульфидов и т. д. Осаждающими ионами в этом случае являются анионы слабых кислот: СО32-, С2О42-, РО43-, S2- и т. д. Эти анионы, встречаясь в растворе с ионами Н+, связываются с ними, образуя сначала анионы НСО3-, НС2О4-, НРО42-, H2PО4-, HS-, а затем недиссоциированные молекулы Н2СО3, H2C2О4, H3PО4, H2S, так как те и другие мало склонны к диссоциации. Следовательно, концентрации в растворе анионов СО32-, С2О42-, РО43-, S2- зависят от концентрации ионов Н+, уменьшаясь с ее увеличением, т. е. с уменьшением величины рН раствора. Отсюда видно, что от величины рН должно зависеть выпадение или невыпадение в осадок подобных солей, а также полнота осаждения их. При малой величине произведения растворимости для осаждения требуется и малая концентрация осаждающего иона. В соответствии с этим полное осаждение соли с малой величиной произведения растворимости нередко может быть достигнуто даже в сильнокислой среде, т. е. при малой величине рН, например, полное осаждение сульфидов катионов с ПР<10-29, достигается в сильнокислой среде при рН=0,5. Осаждение сульфидов с ПР=10-15-10-23, требует нейтральной или щелочной среды (рН>7). Кроме величины произведения растворимости, большое значение имеет также величина константы диссоциации соответствующей слабой кислоты. Чем меньше константы диссоциации, тем полнее связываются осаждающие ионы ионами Н+ и тем большую величину рН нужно создать, чтобы добиться практически полного осаждения соли. Например, угольная кислота (К1=4,3∙10-7; К2=5,6∙10-11) гораздо слабее щавелевой кислоты Н2С2О4 (К1=5,9∙10-2; К2=6,5∙10-5), осаждение иона Са2+ в виде СаСО3 должно происходить при более высоком значении рН, чем осаждение в виде СаС2О4, хотя величины их произведений растворимости одного порядка (ПРСаСО3=4,8∙10-9; ПРСаС2О4=2,6∙10-9). ПРИМЕР 3.9 При каком рН достигается полное осаждение иона Са2+ в виде СаСО3 и СаС2О4 из раствора, содержащего 0,005моль Са2+, при употреблении полуторного избытка осадителя и общем объеме раствора 100 мл? Решение: Находим избыток осадителя в растворе (в моль/л). На осаждение 0,005 моль Са2+ потребуется столько же молей осадителя, например (NH4)2CО3, а с полуторным избытком - 0,0075моль. Избыток осадителя равен 0,0025 моль в 100 мл. При пересчете на 1л это составляет 2,5∙10-2 моль/л. Такая концентрация осадителя должна остаться по окончании осаждения, т.е концентрация ионов СО32- должна быть 2,5∙10-2 моль/л. Но часть ионов СО32- превращается в анионы НСО3-, а часть - в молекулы Н2СО3. Пренебрегая образованием молекул Н2СО3, можем написать: [СО32-] + [HCO3-] ≈ 2,5∙10-2 моль/л*. Чтобы осаждение Са2+ было полным, необходимо, чтобы концентрация ионов СО32-была не меньше величины:
Подставим найденную величину [СО32-] в написанное уравнение*, имеем: [НСО3-] = 2,5∙10-2 - 4,8∙10-3 = 2∙10-2 моль/л. Зная концентрации ионов СО32- и НСО3-, вычисляем концентрацию ионов [Н+] из уравнения для константы диссоциации Н2СО3 по второй ступени:
рН = - lg 2,3∙l0-10 = 9,6. Таким образом, чтобы осаждение СаСО3 было полным, его нужно вести в щелочной среде, именно при рН=9,6. Правильность предположения о том, что образованием недиссоциированных молекул Н2СО3 можно было пренебречь, можно провести следующие расчеты:
Таким образом, при данном рН концентрация ионов НСО3- приблизительно в 2000 раз превышает концентрацию молекул Н2СО3. Значит образованием молекул Н2СО3 можно пренебречь. Произведём аналогичные расчёты для оксалата кальция. [С2O42-] + [НС2О4-] =2,5∙10-2 моль/л. Для полного осаждения нужно, чтобы:
Следовательно: [С2O42-]=2,5∙10-2 - 2,6∙10-3= 2,2∙10-2 моль/л. Поэтому:
рН = - lg 5∙10-4 = 3,3. Осаждение СаС2О4 достигается в кислой среде (при рН>3,3). Проверяем полученный результат:
При рН=3,3 концентрация анионов НС2О4- примерно в 100 раз превышает концентрацию недиссоциированных молекул Н2С2О4. Рассмотренные вычисления показывают, что чем слабее кислота, тем большее значение рН нужно создать для достижения полного осаждения соли данной кислоты. ВЛИЯНИЕ НА РАСТВОРИМОСТЬ |
(3.4)
(3.8)
.
.
