Реакції обміну в розчинах електролітів.

Добуток розчинності.

Поняття про гетерогенні системи.

План лекції

Гетерогенна система– це система, яка складається з кількох фаз. Реакції, що відбуваються в гетерогенній системі, називаються гетерогенними реакціями. Прикладом гетерогенної системи є водний насичений розчин з осадом АgС1, ВаSО₄ тощо.

У гетерогенній системі є динамічна рівновага між насиченим розчином малорозчинної речовини і осадом. Наприклад, якщо малорозчинну речовину ВаSО₄ помістити в хімічний стакан, додати води і добре перемішати, то частина солі розчиниться у воді, а частина - залишиться на дні у стакані. Це означає, що утворився насичений розчин барій сульфату (ВаSО₄), тобто у розчині встановилась динамічна рівновага між осадом (твердою фазою) і розчином (рідкою фазою), що можна передати таким рівнянням:

ВаSО₄ ↔ Ва²⁺ + SО₄^2-

осад, тверда фаза розчин, рідка фаза

За законом дії мас стан цієї насиченої динамічної рівноваги характеризується константою рівноваги процесу переходу електроліту з кристалічного стану у розчин, яка називається добутком розчинності:

ДР_ВаSО4 = [Ва²⁺][SО₄^2-].

Добуток розчинності - це добуток молярних концентрацій йонів у насиченому розчині малорозчинного електроліту за сталої температури і тиску.

Таким чином, малорозчинні речовини - це сильні електроліти, оскільки у водних розчинах існують у вигляді йонів.

Фізичний зміст рівняння ДР: незалежно від зміни молярної концентрації окремих йонів у розчині значення ДР завжди залишається сталим за сталої температури.

Утворення чи розчинення осаду є зовнішнім ефектом реакції - аналітичним сигналом, який фіксується візуально.

У практиці якісного аналізу, виявляючи йони чи цілі групи йонів, доводиться постійно мати справу з реакціями осадження чи розчинення осадів. Утворення осаду є результатом зниження енергії Гіббса в системі, яке обумовлене двома факторами:

1) зміною характеру і міцності хімічних зв'язків у вихідних і кінцевих продуктах системи;

2) невпорядкованістю системи при зливанні двох водних розчинів, які містять гідратовані йони. Таке явище зв'язану з природою йонів та розчинника.

Умови утворення і випадання осадупід час проведення аналітичних реакцій: осад малорозчинного сильного електроліту утворюється тоді, коли після змішування розчинів реагентів добуток молярних концентрацій катіонів і аніонів у степені їх стехіометричних коефіцієнтів буде більшим, ніж ДР осаду за даної температури.

Наприклад, осад барій сульфату ВаSО₄ буде випадати тоді, коли:

[Ва²⁺][SО₄^2-] > ДР_ВаSО4. такий розчин пересичений, переважає процес осадження, який закінчується, як тільки розчин над осадом перестає бути насиченим відносно осаджуваної речовини, процес розчинення малорозчинного електроліту термодинамічно неможливий;

якщо [Ва²⁺][SО₄^2-] = ДР_ВаSО4. - динамічна рівновага, розчин насичений, осад не випадає;

при [Ва²⁺][SО₄^2-] < ДР_ВаSО4. - розчин ненасичений, переважає процес розчинення осаду, тобто у розчині може додатково розчинитися деяка маса твердої солі.

Отже, можливість утворення осаду при змішуванні двох чи кількох розчинів визначають за добутком розчинності. При цьому необхідно пам'ятати, що розчинність речовин може бути виражена в будь-яких одиницях, а в ДР входить концентрація речовин у моль/дм³. Значення ДР вказані в довідниках.

Алгоритм обчислення можливості утворення і випадання осаду:

1) розрахунок молярних концентрацій речовин у розчині після змішування розчинів;

2) визначення молярних концентрацій у розчині тих йонів, які утворюють осад;

3) знаходження добутку молярних концентрацій йонів, які утворюють осад - знаходження йонного добутку (ЙД);

4) порівняння одержаного добутку молярних концентрацій йонів у розчині (ЙД) з добутком розчинності речовини (ДР), яка випадає в осад.

Якщо добуток молярних концентрацій йонів (ЙД) буде більшим, ніж добуток розчинності осаду, то осад випаде. При невеликому перевищенні добутку розчинності (менше, ніж у 100 разів) розчин стає пересиченим, але осад деякий час не випадає.

Приклад. Обчислити ДР (AgI) при 25 °С, якщо розчинність цієї солі у воді становить 2,14×10^-5 г/л.

Так як ДР - це добуток молярних концентрацій йонів у розчині, то із даного значення розчинності ми повинні розрахувати молярну концентрацію. Для цього С_м = S/M = 2,14×10^-5/235 = 9,1∙10^-8 (моль/л).

AgI∙↔ Ag⁺ + I^-, з рівняння видно, що [Ag⁺] = [I^-] = 9,1∙10^-8 (моль/л). Звідси ДР = [Ag⁺]∙[I^-] = (9,1∙10^-8)² = 8,3∙10¹⁵.

Реакції між електролітами в розчині можна звести до реакцій обміну йонами. Ці реакції відбуваються з великою швидкістю. У цьому їх відмінність від повільних реакцій між молекулами, які здійснюються за рахунок розриву хімічних зв'язків.

Правило Бертолле(1803 р.): обмінні йонні реакції перебігають практично до кінця, якщо продуктами реакції є гази, осади або неелектроліти.

Приклад. Закінчити рівняння реакцій та написати його в молекулярній, йонній та скороченій йонній формах:

1) реакція з утворенням осаду:

AgNO₃ + KCl à AgCl↓ + KNO₃

Ag⁺ + NO₃^- + K⁺ + Cl^- à AgCl↓ + K⁺ + NO₃^-

Ag⁺ + Cl^- à AgCl↓

2) реакція з утворенням газу:

Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + CO₂↑ + H₂O

2Na⁺ + CO₃^2- + 2H⁺ + 2Cl^- → 2Na⁺ + 2Cl^- + CO₂↑ + H₂O

2H⁺ + CO₃^2- → CO₂↑ + H₂O

3) реакція з утворенням неелектроліту (малодисоційованої речовини):

NaOH + HCl → NaCl + H₂O

Na⁺ + OH^- + H⁺ + Cl^- → Na⁺ + Cl^- + H₂O

H⁺ + OH^- → H₂O