Н. В. Михайлова о т в редакто р




Скачать 370.78 Kb.
страница1/3
Дата13.08.2016
Размер370.78 Kb.
  1   2   3
Министерство образования и науки РФ

___________

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

«САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ЛЕСОТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ имени С.М. Кирова»

_________________________________________________________________


Кафедра неорганической и аналитической химии


АНАЛИТИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Осадительное титрование

Методические указания

к выполнению индивидуальных заданий и

лабораторных работ по аналитической химии

для студентов, обучающихся

по направлениям 240100 и 241000

Санкт-Петербург

2012
Рассмотрены и рекомендованы к изданию учебно-методической комиссией

факультета химической технологии и биотехнологии Санкт-Петербургского

государственного лесотехнического университета

июня 2012 года.
С о с т а в и т е л и:

доктор химических наук, профессор Е. В. Школьников,

кандидат химических наук, доцент Н. В. Михайлова

О т в. р е д а к т о р

доктор химических наук, профессор Е. В. Школьников


Р е ц е н з е н т

кафедра неорганической и аналитической химии СПб ГЛТУ
Аналитическая химия. Осадительное титрование: методические указания / сост.: Е.В.Школьников, Н.В.Михайлова. – СПб.: СПбГЛТУ,2012. – 30с.




Методические указания составлены с целью оказания помощи студентам при выполнении индивидуальных домашних заданий и лабораторных работ по аналитической химии.
Темплан 2012. Изд. №
Т Е О Р Е Т И Ч Е С К А Я Ч А С Т Ь


  1. РАСТВОРИМОСТЬ ОСАДКОВ


1.1. РАСТВОРИМОСТЬ ТВЕРДЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ В ВОДЕ
Мерой растворимости вещества при данных условиях является концентрация его насыщенного раствора (моль/л, г/л, массовые и объемные проценты). Коэффициентом растворимости называют число массовых частей безводного вещества, насыщающего при данных условиях 100 массовых частей растворителя. Растворимость различных веществ в воде изменяется в широких пределах. Если в 100 г воды растворяется более 10 г вещества, такое вещество принято называть хорошо растворимым; если растворяется менее 1 г вещества – малорастворимым и если менее 0,01 г вещества – практически нерастворимым. Однако абсолютно нерастворимые вещества не существуют.

Влияние природы растворителя. Свойства растворителя существенно влияют на растворимость вещества, его кислотно-основные свойства и равновесия в растворе. Кроме воды, в практике аналитической химии применяются неводные и смешанные растворители.

Растворение электролитов (кислот, оснований, солей) в воде и других полярных растворителях сопровождается диссоциацией растворенного вещества с образованием ионов. Для электролитов не предложено общей теории, предсказывающей растворимость, но известен ряд эмпирических правил. Ионные кристаллы лучше растворяются в полярных растворителях, причем растворимость многих электролитов возрастает пропорционально кубу диэлектрической проницаемости растворителя. Обычно более растворимы твердые электролиты с большей энергией гидратации (сольватации).



Влияние температуры. Растворение большинства твердых тел сопровождается поглощением энергии (Hs > 0), так как энергия, затраченная на разрушение кристаллической решетки, обычно не полностью компенсируется выделяющейся энергией гидратации. Растворимость таких кристаллов в воде возрастает в соответствии с принципом Ле Шателье при нагревании (нитраты калия, серебра и свинца, хлориды аммония и калия, йодид калия, сульфаты калия, свинца и др.). Однако существуют твердые электролиты, растворимость которых при нагревании уменьшается, так как Hs < 0, например CaCO3, Ca(OH)2, и такие, растворимость которых при нагревании проходит через максимум (CaSO4  2H2O) [1, 2].

Влияние давления на растворимость твердых электролитов в воде незначительно, так как при их растворении объем системы изменяется мало.

Существенное или сильное влияние на водорастворимость твердых электролитов оказывает химический состав водной среды (посторонние сильные электролиты, общие ионы, рН раствора, гидролиз ионов осадка и их комплексообразование).

При составлении настоящего методического пособия использованы работы [1–5] и научные публикации [6–7]. Значения констант растворимости и ионизации электролитов, а также общих констант устойчивости комплексов взяты из справочника [2].
1.2. ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ
При равенстве скоростей растворения и осаждения между твердой фазой (осадком) и водным раствором установится гетерогенное химическое равновесие
MmAn(т) mMn+(p) + nAm–(p), (1)
s ms ns
характеризуемое константой равновесия, которую называют произведением растворимости
ПР = [Mn+]m [Am–]n = const, (2)
или концентрационной (реальной) константой растворимости.

Таким образом, в насыщенном растворе малорастворимого электролита произведение молярных концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффициентов является постоянной величиной при данной температуре.

Из понятия ПР следуют условия образования и растворения осадков (правило ПР). Осадок может образоваться, когда произведение молярных концентраций его ионов (ИПК) достигает или превосходит величину ПР:
ИПК = [Mn+]m [Am]n  ПР. (3)
Растворение осадка происходит тогда, когда ИПК < ПР.

Зная величину ПР или рПР = –lg ПР, можно вычислить растворимость малорастворимого электролита MmAn в чистой воде



, моль / л (4)

или Mso (г / л), где М – молярная масса электролита. Равновесные молярности катионов Mn+ и анионов Amв насыщенном водном растворе будут равны соответственно mso и nso (моль / л).

Величина произведения растворимости ПР может быть вычислена по известной растворимости so (г / л) твердого электролита MmAn. Для этого сначала находят молярную величину растворимости so (моль / л) = so (г / л) / М, а затем вычисляют ПР по формуле
ПР = (mso)m  (nso)n. (5)
Приведем примеры расчета so и ПР.
Пример 1. Вычислить растворимость (моль / л, г / л) Ва3(РО4)2 в чистой воде, если ПР этой соли при 25С равно 6  10–39.
Решение. Для гетерогенного химического равновесия в насыщенном водном растворе

Ва3(РО4)2 (к) 3Ва2+(р) + 2РО(р)

so 3so 2so

ПР = [Ba2+]3 [РО]2 = (3so)3(2so)2 = 108 (so)5;


откуда находим растворимость
so = = 8,9  10–9 моль / л,
или 5,4  10–6 г / л.
Пример 2. Может ли образоваться осадок MgF2 (ПР = 6,5  10–9) при смешении 100 мл 0,02 н. раствора MgSO4 и 25 мл 0,01 н. раствора NaF? Ионную силу раствора не учитывать.
Решение. Напишем уравнение реакции
MgSO4 + 2NaF = MgF2 + Na2SO4
или
Mg2+ + 2F = MgF2

и условие образования осадка MgF2


[Mg2+]  [F]2  ПР (MgF2).
Находим молярности ионов после смешения растворов
[Mg2+] =
[F] =
и произведение концентраций ионов
[Mg2+]  [F]2 = 3  10–8 > ПР (MgF2).
Следовательно, осадок MgF2 может образоваться.
1.3. СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ ПРОИЗВЕДЕНИЯ РАСТВОРИМОСТИ

Для гетерогенного равновесия (1) растворения-осаждения малорастворимого твердого электролита MmAn (т) в справочниках обычно указывают термодинамическую константу растворимости

К = ПРт = а × а, (6)
где ПРт < 1 – величина, зависящая от температуры, давления, природы растворяемого вещества и растворителя, при ионной силе раствора

I = S CiZ ® 0; aM и аА – равновесные активности ионов Mn+ и Аm в насыщенном растворе, определяемые произведением молярности иона на его коэффициент активности f, зависящий от величины I и заряда иона Z.

Константа растворимости, определяемая выражением (2) через равновесные молярности ионов, называется реальным произведением растворимости ПРр[3]. В отличие от ПРт величина ПРр учитывает электростатическое взаимодействие ионов и зависит от ионной силы раствора. Термодинамическое и реальное произведения растворимости связаны соотношением
ПРр = [Mn+]m × [Am]n = > ПРт . (7)
Если ионы осадка в растворе вступают в конкурирующие реакции (кислотно-основные, комплексообразования), то равновесие между осадком и раствором характеризуется условным произведением растворимости
ПРу = С × С = > ПРр , (8)

выраженным через общие молярности CМ и СА, учитывающие соответственно свободные ионы Mn+ и их комплексы, свободные анионы Am и их протонированные формы. В выражении (8) xМ и xA определяют мольные (молярные) доли свободных катионов Mn+ и анионов Am.

Величина ПРу зависит от условий протекания конкурирующих реакций и является константой только при постоянстве этих условий (I, pH, T).

Располагая величинами ПРт, ПРр и ПРу, можно вычислить молярную растворимость твердого соединения MmAn в заданных условиях по формуле (4) с использованием соответствующего ПР.




1.4. РАСТВОРИМОСТЬ ОСАДКОВ В ПРИСУТСТВИИ ОБЩИХ ИОНОВ
В чистой воде равновесные концентрации катиона и аниона определяются молярной величиной растворимости соединения MmAn (т) и стехиометрией равновесия (1):
[M] = mso и [A] = nso.
Если в насыщенный раствор введено избыточное количество осадителя, например аниона с концентрацией СА, то равновесие сместится в сторону образования осадка и новые равновесные концентрации ионов будут равны
[M] = ms и [A] = ns + С. (9)
Подставляя эти значения в выражение константы (2)
ПР = (ms)m × (ns + CA)n, (10)
можно вычислить растворимость осадка MmAn по известным величинам ПР и СА.

Если СА >> ns, то выражение (10) упрощается:


ПР = (ms)m × С (11)
и
. (12)
Уравнения (10) – (12) позволяют рассчитать растворимость осадка в присутствии избытка осадителя или вычислить необходимую избыточную концентрацию осадителя, обеспечивающую требуемое значение растворимости осадка.

При увеличении избыточной концентрации осадителя без комплексообразования растворимость осадка значительно или сильно уменьшается.



Пример 3. Как изменится при 25°С молярная растворимость Ва3(РО4)2 при добавлении 0,01 моль Na3PO4 к 1 литру насыщенного водного раствора? Ионную силу раствора не учитывать.
Решение. После добавления сильного электролита Na3PO4 равновесие
Ва3(РО4)2 (к) 3Ва2+ (р) + 2РО(р)
s 3s 2s + 0,01 » 0,01 М
сместится влево с увеличением массы осадка и уменьшением концентрации Ва2+ в растворе:
ПР = (3s)3 × 0,012 = 2,7 × 10–3s3 = 6 × 10–39,

Уменьшение растворимости по сравнению с чистой водой (см. пример 1) составит
so / s = 6,9 × 103.
Гораздо сильнее растворимость фосфата бария понизится (в 2,3 × 108 раз) при добавлении 0,01 моль ВаCl2 к 1 л насыщенного раствора фосфата бария в чистой воде.

Расчет растворимости проводится по формуле


s = 0,5 [PO] = = 3,9 × 10–17 М.
Правило ПР позволяет предсказать, что для малорастворимого соединения несимметричного типа избыток общего иона с меньшим зарядом (Ва2+) вызывает более сильное уменьшение растворимости соединения (Ва3(РО4)2), нежели избыток другого иона (PO). Это используется в химическом анализе для выбора и расчета условий практически полного осаждения (С £ 10–6 М) определяемого иона.
1.5. РАСТВОРИМОСТЬ ОСАДКОВ

С УЧЕТОМ ВЛИЯНИЯ ИОННОЙ СИЛЫ РАСТВОРА
При более точных расчетах растворимости следует учитывать ионную силу раствора (I ³ 5 × 10–4 M) и использовать уравнение (7) для определения ПРр при отсутствии конкурирующих реакций протонирования и комплексообразования ионов осадка.

В присутствии сильного растворимого электролита, не имеющего общих ионов с осадком, увеличивается ионная сила раствора, уменьшаются (при I < 0,1 М) коэффициенты активности ионов осадка, реальное ПРр превышает справочную величину ПРт в соответствии с уравнением (7) и, как следствие, заметно увеличивается растворимость осадка по сравнению с чистой водой (солевой эффект).

В присутствии сильного электролита, имеющего общий ион с осадком, незначительный солевой эффект компенсируется более сильным отрицательным влиянием общих ионов на растворимость осадка, в результате чего s < so и с учетом положительного солевого эффекта.
Пример 4. Вычислить растворимость CaSO4 (к) в его насыщенном водном растворе с учетом влияния ионной силы раствора, если при 25°С ПРт (CaSO4) = 2,5 × 10–5.
Решение. Сначала оценим растворимость осадка без учета солевого эффекта:
CaSO4 (к) Ca2+ (р) + SO(р),
s s s
so = = 5,0 × 10–3 М.
Расчет ионной силы раствора по формуле I = (0,005 × 22 + 0,005 × 22) / 2 = = 0,02 М позволяет затем найти величину коэффициента активности двухзарядного иона из справочных таблиц или вычислить по уравнению Дебая-Хюккеля
lg fi = –0,51 при I £ 0,1. (13)
Расчет дает f (Ca2+) = f(SO) = 0,56, ПРр = ПРт / f = 8,0 × 10–5 и s1 = = 8,9 × 10–3 М, что в 1,8 раза больше значения so, вычисленного без учета ионной силы раствора.

Таким образом, при ПРт > 10–6 при расчете растворимости осадков следует учитывать солевой эффект.


1.6. ВЛИЯНИЕ КОНКУРИРУЮЩИХ РАВНОВЕСИЙ

ПРОТОНИРОВАНИЯ И КОМПЛЕКСООБРАЗОВАНИЯ

НА РАСТВОРИМОСТЬ ОСАДКОВ
В реальных условиях на равновесие растворения-осаждения могут оказывать существенное или сильное влияние конкурирующие равновесия протонирования и комплексообразования. В результате связывания ионов малорастворимого соединения в виде недиссоциированных форм слабого электролита (кислоты, основания, комплексов) растворимость осадков возрастает.

При высокой ионной силе раствора (I>0.3M) коэффициенты активности ионов могут уменьшаться с увеличением I, уменьшая растворимость твердого электролита (отрицательный солевой эффект). Например, растворимость кристаллогидрата проходит через максимум при увеличении концентрации в водном растворе [1].

В присутствии слабых электролитов (органические кислоты) и неэлектролитов (спирты, кетоны) растворимость солей в воде понижается за счет изменения истинных коэффициентов активности ионов, если не образуются комплексы с катионом или анионом соли.


1.6.1. Влияние рН кислой водной среды
Если малорастворимое соединение (соль, гидроксид) содержит ионы с выраженными протолитическими свойствами, его растворимость зависит

от водородного показателя (рН) кислой водной среды.

Растворимость солей, образованных анионами сильных кислот, возрастает несущественно при понижении рН среды от 7 до 1 благодаря солевому эффекту. Растворимость кристаллических галогенидов серебра и таллия (I) в воде и кислотах-неокислителях возрастает с увеличением степени ионности галогенидов (15 ® 70%) в ряду I ® Br ® Cl ® F [6].

Для расчета условного произведения растворимости по уравнению (8) необходимые значения мольной доли xA свободных анионов An слабой кислоты HnA определяют по обобщенному уравнению


хA = (14)
где К1, К2,…Кn – ступенчатые константы диссоциации слабой кислоты.
Для гетерогенного равновесия в кислоте-неокислителе
n(т) + nH+ (p) Mn+ (p) + nHA (p),
термодинамическая константа которого равна К = К, МАn / К, кислотостойкость солей МАn (A – F, CN, OCN, NO, N и др.) рассчитывается по уравнению
sn+1 = (15)
с использованием выражения
xA– = , (16)
а при рН < 3, когда [H+] > KHA, по приближенной формуле
sn+1 » , (17)
где – реальная константа растворимости соли МАn .
  1   2   3


База данных защищена авторским правом ©uverenniy.ru 2016
обратиться к администрации

    Главная страница