Розчинність малорозчинного осаду сильного електроліту за рахунок пептизації


Утворений осад малорозчинного електроліту при додаванні надлишку осаджувача може розчинятися в результаті утворення колоїдної системи. Розглянемо це явище на прикладі розчинення осаду AgI при додаванні до системи «осад-розчин» надлишку йодиду. Арґентум йодид утворюється при взаємодії арґентум нітрату з калій йодидом:

AgNO3 + KI = AgI↓ + KNO3

Якщо до розчину KI додавати краплинами розчин AgNO3, то на поверхні ядра колоїдної частинки, що складається з m молекул AgI, будуть адсорбуватися вибірково тільки йодид-іони, яких в даний момент у розчині надлишок, і частинка набуде від’ємного заряду. Колоїдна частинка є не просто дисперсною частинкою у вигляді полімолекулярного агрегату колоїдних розмірів з деякими фізичними властивостями (кінетичною рухливістю, електричним зарядом і ін.), а являє собою складне новоутворення, у якому речовина дисперсної фази (ядро частинки) знаходиться в певному фізико-хімічному зв’язку з навколишнім середовищем через стабілізуючий подвійний електричний шар йонів і через щільну сольватну оболонку з молекул розчинника. Таке новоутворення називається міцелою. Як найменша кількість колоїдної речовини, міцела здатна існувати самостійно у вигляді відокремленої частинки та визначає всі основні властивості колоїдної системи.

До складу міцели входять:

– ядро кристалічної структури чи аморфної будови;

– подвійний електричний шар із сольватованих йонів;

– дифузна частина подвійного шару з протиіонів.

Розглянемо схему будови міцели золя арґентум йодиду, утвореної за умови надлишку йодид-іонів у розчині та розподілення потенціалів у подвійному електричному шарі:

{m [AgI] nI-(n-x)K+}х- xK+

Умовні позначення:

m – число молекул в ядрі частинки (ядро заключено в квадратні дужки);

n – число йонів, міцно адсорбованих на поверхні ядра. Вони називаються потенціалвизначальними;

x – число протиіонів, що утворюють зовнішній, так званий дифузний шар йонів;

(n-x) – частина протиіонів, що входять в адсорбційний шар і до складу частинки (частинка заключена у фігурні дужки).

У безпосередній близькості до поверхні ядра, від’ємно зарядженої потенціалвизначальними адсорбованими йонами nI-, на відстані, що дорівнює середньоу йонному радіусу, розташований перший шар протиіонів (n-x)K+. Ці йони входять до складу адсорбційного шару і в звичайних умовах вони нерухомі, а переміщуються разом з ядром частинки. Далі від адсорбційного шару йонів – у навколишньому розчині – дифузно розподілений залишок загального заряду у вигляді безперервного об’ємного заряду, що знижується асимптотично до нуля в міру віддалення від стінки в глибину розчину. Це дифузна частина шару із йонів, що залишились, – xK+. Товщина дифузної частини подвійного шару, в залежності від концентрації електроліту, може змінюватись у широких межах.

Колоїдні частинки мають дуже малі розміри. Їх діаметри знаходяться в межах 1-150 нм, але більші за молекули розчинника. Оскільки діаметри колоїдних частинок менші від довжини хвиль світла видимої області спектра, то світло від таких частинок не відбивається, а лише має місце дифракція світлових променів. Тому колоїдні частинки невидимі навіть у потужні світлові мікроскопи.

Процес переходу речовини із стану осаду в колоїдний стан під впливом введених у систему «осад-розчин» розчинів сильних електролітів називається пептизацією. На швидкість розчинення малорозчинних осадів за рахунок пептизації впливають концентрація і хімічні властивості електроліту, що викликає пептизацію, кількість і стан осаду, температура, перемішування і ін.

З пептизацією мають справу в практиці хімічного аналізу при інтенсивному промиванні осадів.

Гідроліз солей

Реакції нейтралізації – взаємодія кислот з основами з утворенням солей і води.

Реакції нейтралізації бувають незворотні і зворотні.

Оскільки солі у водних розчинах знаходяться у вигляді йонів, що перебувають у русі і контактують з молекулами і йонами води, то для випадків зворотних реакцій нейтралізації взаємодія йонів солі з йонами води називається гідролізом солей.

Реакції нейтралізації між сильними кислотами і сильними основами є незворотними і можуть бути представлені одним рівнянням реакції:

Н+ + ОН = Н2О.

Наприклад:

NaOH + HCl = NaCl + H2O;

Na+ + ОН + Н+ + Cl = Na+ + Cl + H2O;

Н+ + ОН = H2O.

Взаємодії води з йонами Na+ і Cl з утворенням вихідних речовин відбуватися не може. Реакції завжди йдуть у бік утворення малодисоційованої речовини.

Реакції нейтралізації між сильною кислотою і слабкою основою є зворотними:

HCl + NH4OH D NH4Cl + H2O;

H+ + Cl + NH4OH D NH4+ + Cl + H2O;

H+ + NH4OH D NH4+ + H2O.

У даному випадку відбувається гідроліз солі NH4Cl за катіоном .

Реакції нейтралізації між сильною основою і слабкою кислотою теж є зворотними:

NaOH + CH3COOH D CH3COONa + H2O;

Na+ + OH + CH3COOH D CH3COO + Na+ + H2O;

OH + CH3COOH D CH3COO + H2O.

У цьому випадку відбувається гідроліз солі СН3СООNa за аніоном СН3СОО.

Зворотними є і реакції нейтралізації між слабкою кислотою і слабкою основою:

CH3COOH + NH4OH D CH3COONH4+H2O;

CH3COOH + NH4OH D CH3COO + NH4+ + H2O.

Відбувається гідроліз солі CH3COONH4 і за катіоном NH4+, і за аніоном CH3COO.

До реакцій гідролізу солей можна застосувати закон діючих мас.

Для реакції: CH3COO + H2O D CH3COOH + OH константа рівноваги

.

Концентрація води с(H2O) практично постійна.

Kрс(H2O) = Kг (константа гідролізу).

.

Дисоціація СН3СООН:

СН3СООН D СН3СОО + Н+.

Константа дисоціації кислоти .

Підставимо значення у рівняння константи гідролізу:

.

Таким чином, константа гідролізу гідролітично лужної солі дорівнює відношенню йонного добутку води до константи дисоціації слабкої кислоти, утвореної в результаті гідролізу аніона солі.

Виходячи з наведеного:

.

Оскільки при гідролізі СН3СОО утворюється рівна кількість молекул СН3СООН і йонів OH, тобто с(СН3СООН) = с(OH), рівняння константи гідролізу можна переписати так:

,

де с – аналітична концентрація солі.

З рівняння йонного добутку води Kw = c(H+)∙c(OH) можна записати:

.

Підставляючи цей вираз у рівняння маємо:

; ;

.

Логарифмуючи цей вираз і змінюючи знаки на протилежні, отримаємо рівняння для розрахунку pH розчину гідролітично лужної солі:

.

Враховуючи, що Kw=1∙10-14 і –lgKкисл.=рК, отримуємо:

; с – аналітична концентрація солі (моль/дм3).

Ступінь гідролізу h солі є відношення кількості солі, яка вступила в реакцію гідролізу до всієї кількості розчиненої солі.

У момент рівноваги с(ОН)=с(СН3СООН)=с·h, а с(СН3СОО)=сch – загальній концентрації солі, так як солі даного типу гідролізуються відносно мало, тобто с»сh.

Підставляючи ці концентрації у формулу , отримуємо:

; ; .

Враховуючи, що , .

Для реакції + H2O D NH4OH + H+ константа рівноваги

;

Kр·с2О) = Kг;

Kг = .

Дисоціація NH4OH:

NH4OH D + ОН.

Константа дисоціації NH4OH:

.

Звідси: .

Підставимо значення с(NH4OH) у рівняння константи гідролізу:

; .

Отже, константа гідролізу гідролітично кислої солі є відношення йонного добутку води до константи дисоціації слабкої основи, яка утворюється в результаті гідролізу катіона солі.

.

У стані рівноваги с(NH4OH) = с(H+). Тоді можна записати:

,

де с – аналітична концентрація солі.

З цієї формули с2+Kосн. = Kw·ссолі; с2+) = ;

.

Логарифмуючи останній вираз і змінюючи знаки на протилежні, отримаємо:

–lgc(H+) = –½lgKw – ½lgcсолі + ½lgKосн.

Kw = 1·10–14, –lgKосн. = рKосн.

pH = 7 – ½рKосн. – ½lgcсолі

У момент рівноваги с(NH4OH) = с(H+) = с·h

Тоді рівняння константи гідролізу можна записати:

; Kг=h2·c;

; ; .

Для реакції гідролізу солі, що гідролізується і за катіоном, і за аніоном,

+ СН3СОО + Н2О D NH4OH + СН3СООН;

константа рівноваги:

Концентрація води с2О) є постійною. Тоді можна записати:

Дисоціація NH4OH: NH4OH D + ОН. Константа дисоціації основи:

.

Звідси:

.

Дисоціація СН3СООН: СН3СООН D СН3СОО + Н+.

Константа дисоціації кислоти: .

Звідси: .

Підставимо значення с(NH4OH) і с(СН3СООН) у момент рівноваги у формулу константи гідролізу:

;

.

У момент рівноваги с(NH4OH) = с(СН3СООН) = с·h.

с( ) = сс·h; с(СН3СОО) = сс·h.

; ; ;

.

Отже, гідроліз солей – це взаємодія йонів солі з йонами води, що супроводжується порушенням рівноваги електролітичної дисоціації води і утворенням малодисоційованих продуктів, що призводить до накопичення йонів Н+ або ОН, тобто до виникнення кислої чи лужної реакції розчину.

Значення гідролізу в якісному аналізі

Реакції гідролізу широко розповсюдженні при виконанні якісного аналізу. Вони використовуються як характерні реакції виявлення деяких катіонів і аніонів. Так, наприклад, розчинна сіль Bi(NO3)3, зазнаючи гідролізу, утворює важкорозчинні основні солі Bi(OH)(NO3)2, Bi(OH)2NO3. Реакцією гідролізу відкривають катіони Алюмінію, аніони SiO32-, CH3COO- та інші:

2Na2SiO3 + 3HOH + 4NH4Cl D H2Si2O5 + 4NaCl + 4NH4OH

У даному випадку має місце гідроліз силікат-аніона, в результаті чого утворюється метакремнієва кислота:

SiO32– + 2HOH D H2SiO3 + 2OH

Гідролітичне розщеплення силікатів супроводжується утворенням колоїдів поліметакремнієвих кислот, зокрема діметакремнієвої кислоти H2Si2O5. Гідроліз натрій силікату гальмується тим, що середовище накопичує гідроксид-іони. Для підсилення гідролізу додають у розчин кислоту та амоній хлорид для зв’язування гідроксид-іонів:

2OH + 2H+ D 2H2O

2NH4+ + 2OH- D 2NH4OH

При нагріванні гідроліз силікатів покращується. При цьому відбувається часткова дегідратація метакремнієвої кислоти:

2H2SiO3 → H2Si2O5 + H2O,

а амоній гідроксид при нагріванні (точніше NH3∙H2O) розщеплюється з видаленням з розчину амоніаку, що призводить до посилення процесу гідролізу силікату.

Реакції гідролізу використовуються і для розділення йонів. Так, для розділення йонів Al3+ та Cr3+ до досліджуваного розчину додають надлишок лугу:

Al3+ + 6OH D [Al(OH)6]3–

Cr3+ + 6OH D [Cr(OH)6]3– ; [Cr(OH)6]3– D CrO33– + 3H2O;

При кип’ятінні такої суміші [Cr(OH)6]3- гідролізується і в осад випадає Cr(OH)3 :

CrO33– + 3HOН → Cr(OH)3 + 3OH

Реакції гідролізу використовуються і для регулювання рН досліджуваного середовища. Наприклад, для підвищення рН середовища до розчину додають сіль, яка гідролізується за аніоном, в результаті чого підвищується концентрація у розчині гідроксид-іонів:

CO32– + HOH D HCO3 + OH,

а для зниження рН середовища до нього додають сіль, яка гідролізується за катіоном:

2NH4+ + HOH D NH4OH + H+

Інколи буває необхідно пригнічувати гідроліз солей, коли він заважає проведенню аналізу. Якщо сіль гідролізується за аніоном, то для пригнічення її гідролізу у розчин необхідно ввести луг і тоді, згідно із законом діючих мас, рівновага реакції гідролізу солі буде зміщена ліворуч, а коли сіль гідролізується за катіоном, то для пригнічення її гідролізу слід до розчину додати кислоту. Наприклад:

Fe2+ + 2HOH D Fe(OH)2 + 2H+

Для посилення гідролізу солей треба зв’язувати чи йони гідроксонію, чи гідроксид-іони в залежності від того, за яким йоном гідролізується сіль. Для зв’язування йонів гідроксонію чи гідроген-іонів можна застосувати не тільки розчини кислот чи основ, а також розчини солей сильних основ і слабких кислот, наприклад: Na2CO3, Na2HPO4, CH3COONa і ін. Ці солі зв’язують йони гідроксонію з утворенням гідрогенаніонів HCO3-, H2PO4- або нейтральних молекул слабких кислот:

CO32– + H+ → HCO3

HCO3 + H+ → H2CO3 → H2O + CO2

Гідроксид-іони можна зв’язувати в комплексні йони, діючи солями слабких основ і сильних кислот, наприклад:

Al3+ + OH → [Al(OH)]2+

[Al(OH)]2+ + OH → [Al(OH)2]+

Ступінь гідролізу солей збільшується при нагріванні, так як при цьому збільшується швидкість прямої реакції гідролізу, а крім того, збільшується і константа дисоціації води. Ступінь гідролізу залежить від концентрації солі в розчині: чим менша концентрація солі, тим більший ступінь її гідролізу.

Буферні системи

Системи, здатні зберігати pH у деяких визначених вузьких межах при додаванні до них кислоти або лугу або при їх розведенні, називаються буферними.

Буферні системи складаються переважно з двох компонентів, кожен з яких відіграє певну роль у збереженні pH середовища приблизно на одному рівні. Здебільшого буферні системи складаються із суміші слабких кислот або слабких основ з їх солями. Наприклад:

§ СН3СООН+СН3СООNa;

§ Н2СО3+NaНСО3;

§ NH4ОН+NH4Cl;

§ NaН2РО4+ Na2НРО4;

§ НСООН+НСООNa;

§ цитрат+Na-цитрат;

§ цитрат+СН3СООNa;

§ НСООН+ NaОН;

§ Н3ВО3+ Na2В4О7.

Буферну дію можуть проявляти системи, до складу яких входять аніони різних слабких кислот, наприклад фосфат-цитратний буфер Na2НРО4+цитрат.

Суть буферної дії. Приклад ацетатного буфера.

СН3СООН D СН3СОО + Н+;

СН3СООNa = СН3СОО + Na+.

Оскільки дисоціація кислоти незначна, у розчині переважають недисоційовані молекули. Натрій ацетат є сильним електролітом, дисоціює повністю на йони. Наявність у розчині великої кількості йонів СН3СОО із солі зміщує рівновагу дисоціації оцтової кислоти в бік утворення її молекул. Дисоціація оцтової кислоти може бути настільки пригнічена, що кислоту можна вважати практично недисоційованою. В результаті цього активність йонів Н+ дуже мала. Додавання кислоти чи лугу до ацетатної суміші не викликає суттєвої зміни концентрації йонів Н+ у розчині:

СН3СООNa + НСl " NaСl + СН3СООН;

СН3СОО + Н+ " СН3СООН.

Сильна кислота в результаті цієї реакції заміщується еквівалентною кількістю слабкої кислоти. У відповідності із законом розведення Оствальда, збільшення концентрації оцтової кислоти знижує ступінь її дисоціації, в результаті чого концентрація йонів Н+ у буферному розчині збільшується від додавання сильної кислоти в незначній мірі.

У такій же незначній мірі змінюється pH буферного розчину при додаванні до нього невеликої кількості лугу:

СН3СООН + NaОН D Н2О + СН3СООNa;

СН3СООН + ОН D Н2О + СН3СОО.

У цьому випадку луг, що додається, заміщується еквівалентною кількістю гідролітично слабкоосновної солі, яка впливає на реакцію середовища в меншій мірі, ніж NaОН.

З іншого боку, зменшення концентрації йонів Н+ кислоти зміщує рівновагу дисоціації

СН3СООН D СН3СОО + Н+

в бік розпаду на йони нових молекул кислоти і pH розчину при додаванні сильної основи збільшується в дуже незначній мірі.

Приклад амонійного буфера:

NH4ОН D + ОН;

NH4Cl = + Cl.

Велика концентрація йонів із солі, яка є сильним електролітом і існує у розчині у вигляді вільних йонів, зміщує рівновагу дисоціації NH4ОН вліво, пригнічуючи цю дисоціацію.

При додаванні до амонійного буферного розчину сильної кислоти

NH4ОН + НCl D NH4Cl + Н2О;

NH4ОН + Н+ D NH4+ + Н2О

сильна кислота заміщується гідролітично слабкокислотною сіллю, pH при цьому зменшується в незначній мірі. Крім того, зв’язування ОН у Н2О призводить до зміщення рівноваги дисоціації NH4ОН праворуч.

При додаванні до амонійного буферного розчину невеликої кількості лугу:

NH4Cl + NaОН D NH4ОН + NаCl;

NH4++ ОН D NH4ОН

сильна основа заміщується еквівалентною кількістю слабкодисоційованого NH4ОН, pH розчину при цьому зростає у незначній мірі.

 

Розрахунки pH буферних систем.

Приклад ацетатного буферного розчину.

СН3СООН D СН3СОО + Н+.

; .

У присутності в розчині СН3СООNa велика концентрація йонів СН3СОО із солі пригнічує дисоціацію оцтової кислоти, внаслідок чого концентрацію недисоційованих молекул кислоти можна прийняти за загальну концентрацію кислоти.

Враховуючи те, що сіль СН3СООNa є сильний електроліт і у водному розчині йонізована повністю, можна прийняти, що загальна концентрація СН3СОО практично дорівнює аналітичній концентрації солі в даній буферній системі, тобто с(СН3СОО) = с(солі). Відповідно концентрація недисоційованих молекул кислоти дорівнює загальній концентрації кислоти: с(СН3СООН) = с(кислоти). Тоді:

.

Логарифмуючи цей вираз, маємо:

lgc(H+) = lgKкисл. + lgc(кислоти) – lgc(солі)

Замінюємо знаки на протилежні:

–lgc(H+) = –lgKкисл. + lgc(солі) – lgc(кислоти);

–lgc(H+) = pH; –lgKкисл. = рKкисл.;

pH = рKкисл. – lgc(кислоти) + lgc(солі).

Аналогічно для буферного розчину NH4ОН + NH4Сl:

pH =14 – рKосн..+ lgc(основи) – lgc(солі).

Межа, в якій проявляється буферна дія, називається буферною ємністю.

Буферна ємність виражається кількістю речовини еквівалента сильної кислоти чи сильної основи, яку слід додати до 1м3 буферного розчину, щоб змістити pH на одиницю:

,

де В – буферна ємність;

– молярна концентрація еквівалента сильної кислоти чи сильної основи, кмоль/м3;

pH0 – до додавання розчину сильної кислоти чи сильної основи;

pH1 – після додавання розчину сильної кислоти чи лугу.

Для отримання буферних систем із заданим значенням pH необхідно взяти розчин слабких кислот чи основ з відповідними значеннями констант дисоціації, а також підібрати певні співвідношення компонентів. Оскільки константа електролітичної дисоціації К за даних умов стала, pH буферного розчину буде залежати тільки від співвідношення концентрацій кислоти ( або основи) і солі, взятих для приготування буферного розчину, і не залежить від абсолютних значень цих концентрацій. Тому при розведенні буферних розчинів pH змінюється у дуже незначній мірі, навіть при розведенні в 10-20 разів.

Величина буферної ємності залежить від концентрації компонентів буферної системи і співвідношення між цими концентраціями.



Дата добавления: 2020-10-14; просмотров: 477;


Поиск по сайту:

Воспользовавшись поиском можно найти нужную информацию на сайте.

Поделитесь с друзьями:

Считаете данную информацию полезной, тогда расскажите друзьям в соц. сетях.
Poznayka.org - Познайка.Орг - 2016-2024 год. Материал предоставляется для ознакомительных и учебных целей.
Генерация страницы за: 0.05 сек.