Произведение растворимости вычисление растворимости по произведению растворимости

Знание произведения растворимости позволяет решать вопросы, связанные с образованием или растворением осадков при химических реакциях, что особенно важно для аналитической химии. Надо, однако, иметь в виду, что произведение растворимости, вычисленное без учета коэффициентов активности, является постоянной величиной только для малорастворимых электролитов и при условии, что концентрации других находящихся в растворе ионов невелики. Это объясняется тем, что коэффициенты активности близки к единице только в очень разбавленных растворах. Для хорошо растворимых электролитов значение произведения концентраций ионов в насыщенном растворе может сильно изменяться в присутствии других веществ. Это происходит вследствие изменения коэффициентов активности ионов. Поэтому расчеты, производимые [c.248]

Вычисление растворимости трудно растворимого соединения, исходя из значения произведения растворимости [c.25]

Произведения растворимости некоторых веществ приведены в табл. 5-7. Вещества сгруппированы по аниону и расположены по убыванию ПР. Порядок анионов приблизительно соответствует уменьшению растворимости. Если известно произведение растворимости, его можно использовать для вычисления растворимости вещества при заданной температуре. [c.250]

Н. П. Комарь. Сборник задач, упражнений и вопросов по курсу качественного анализа. Изд-во Харьковского государственного университета им. А. М. Горького, 1952 (230 стр.). В сборнике помещен ряд задач по теории ионных равновесий, решение которых может быть полезным также при изучении количественного анализа. Сюда относятся задачи на вычисление pH растворов кислот и солей, растворимости и величин произведений растворимости, различные расчеты, связанные с комплексообразованием и т. д. [c.473]

Произведение растворимости трехвалентного рутения было вычислено исходя из предположения, что в реакции осаждения участвуют 3 гидроксильных иона. Подобное же вычисление было произведено на основании данных Пшеницына и Гинзбурга В обоих случаях для произведения растворимости было получено значение около 10 . [c.150]

ТО активность каждого из этих ионов при вычислении величины произведения растворимости должна быть возведена в степень, равную числу одинаковых ионов, получающихся при распаде одной частицы. Для соли РЬз(Р04)2- [c.217]

Во втором издании рассмотрена протолитическая теория кислот и оснований, дано понятие о титровании в неводных растворах, описано фракционированное осаждение ионов, более подробно рассмотрены комплексные и внутрикомплексные соединения, включен материал о комплексонах, показано аналитическое значение констант нестойкости комплексов, больше внимания уделено определению величины pH растворов, степени гидролиза солей, вычислению значения произведения растворимости малорастворимых электролитов с учетом коэффициентов активности ионов детальнее изложена ионно-хромофорная теория индикаторов. [c.3]

Если аналогичное вычисление проделать для значительно менее растворимой гидроокиси железа Ре(ОН)з (ПР = 3,2 10"38), то мы найдем, что осаждение ее будет практически полным при pH 3,5. Хотя такие вычисления не являются, конечно, точными, поскольку не принимаются во внимание коэффициенты активности ионов, да и сами величины произведений растворимости гидроокисей определены не всегда достаточно точно, все же они хорошо иллюстрируют значение величины pH раствора при осаждении гидроокисей и позволяют сделать ряд практически важных выводов. Так, из сопоставления величины pH осаждения Mg(0H)2 и Рг(0Н)з ясно, что, надлежащим образом регулируя величину [c.85]

В тех случаях, когда какие-либо ионы входят в уравнение диссоциации электролита с коэффициентами, не равными единице, их концентрации при вычислении величины произведения растворимости необходимо возвести в степени, равные указанным коэффициентам. Например [c.66]

Иными словами, при вычислении величины произведения растворимости активность каждого из ионов должна быть возведена в степень, равную числу одинаковых ионов, образующихся при распаде одной частицы. В табл. 48 приведены произведения растворимости некоторых малорастворимых соединений. [c.232]

В тех случаях, когда электролит содержит два или несколько одинаковых ионов, концентрации этих ионов при вычислении величины произведения растворимости должны быть возведены в соответствующие степени. Например [c.247]

Нивелировать влияние на результат анализа вариантности значения произведения растворимости осадка, образования комплексов с переменной стехиометрией и флуктуации крутизны электродной функции удается, применяя способ титрования до определенного значения потенциала [А.с. 1054779 СССР, МКИ G 01 N 27/46, 1983] [68, 69]. Положительный эффект достигается за счет того, что для расчета концентрации анализируемого иона используются результаты титрования, полученные в условиях значительного избытка титруемого иона, превосходящего равновесную концентрацию этого иона, вычисленную из значения произведения растворимости осадка или из значения константы комплексообразования образующегося при титровании соединения. При этом зависимость потенциала электрода от концентрации титруемого иона измеряется в оптимальном интерВ але, где флуктуация крутизны электродной функции минимальна. Высокие значения остаточной концентрации титруемого иона делают пренебрежимо малым вклад в его суммарную концентрацию растворимости осадка и образования комплексных соединений, стехиометрия которых отличается от стехиометрии основного продукта реакции титрования. Примером такого способа анализа может служить титрование фторидов щелочных металлов и аммония солью лантана до остаточной концентрации фторида, равной (4 -5) -10 Л1 [c.93]

Такого различия не наблюдается для значений коэффициентов селективности галогенид-селективных электродов, найденных экспериментально или вычисленных из произведений растворимости AgX/AgY для ионов С1 , Вг , 1 , S N и ОН наблюдается симбатное изменение /(x.y (эксп.) и /Сх,у (расчет.) [c.144]

Вычисление константы произведения растворимости. Это лучше всего можно показать, рассмотрев несколько типичных примеров. Во всех вычислениях, связанных с законом химического равновесия и правилом произведения растворимости, концентрации ионов должны быть выражены в молях на литр. Поэтому концентрации, данные в граммах на литр (г/л), следует перечислить в моли на литр моль/л). [c.75]

Конечно, все получаемые при вычислениях результаты являются лишь приблизительными, поскольку не учитываются коэффициенты активности ионов. Кроме того, и сами величины произведений растворимости некоторых солей определены недостаточно точно. Однако порядок величин pH является все же правильным, и потому такие вычисления представляют интерес для аналитической практики. Следует помнить, что вычисления дают лишь минимальное значение pH, при котором достигается практически полное осаждение. При больших величинах pH оно бывает обычно (хотя и не всегда) еще более полным. [c.92]

В связи с такой особенностью ряда осадков необходимо отметить, что обычный метод вычисления растворимости при действии избытка общих ионов дает в этих случаях совершенно неправильный результат. Принцип произведения растворимости показывает, что при увеличении концентрации общих ионов они связывают противоположно заряженные ионы, переводят их в осадок, и поэтому концентрация последних уменьшается. Однако принцип произведения растворимости нельзя применять механически. В наиболее простых случаях при введении избытка общего иона наблюдается только образование новых частиц осадка. Тогда растворимость уменьшается при действии избытка общих ионов, как это рассматривалось ранее. Однако взаимодействие может иметь и другой характер. Если к насыщенному раствору йодной ртути прибавить избыток ионов йода, то концентрация ионов ртути в соответствии с принципом произведения растворимости будет уменьшаться. Однако ионы ртути не будут переходить в твердую фазу. Наоборот, ртуть даже из осадка переходит в раствор, так как в данных условиях взаимодействие ионов ртути и ионов йода приводит к образованию комплексного иона в растворе [c.45]

На основании рассмотренных свойств многих осадков необходимо сделать ряд выводов относительно растворимости и условий осаждения. Прежде всего, очевидно, не следует применять при осаждении слишком большой избыток осадителя, если для этого нет особых оснований. Нельзя также механически подходить к вычислению растворимости на основании принципа произведения растворимости. Данные, полученные этим путем, относятся к идеальному случаю, когда реагирующие ионы образуют только одно нерастворимое соединение и не образуют каких-либо других растворимых или нерастворимых соединений. [c.47]

Кроме образования комплексных соединений, на растворимость осадка влияют также некоторые другие процессы, часть которых рассмотрена ниже. Все эти процессы обычно приводят к увеличению растворимости. Таким образом, обычные расчеты на основании принципа произведения растворимости дают только приближенные величины действительная растворимость обычно всегда больше, чем вычисленная. [c.47]

Влияние посторонних ионов. Принцип произведения растворимости применялся многими исследователями к большому числу разнообразных осадков. Тщательная проверка показала, что расчеты на основании обычной формулировки закона действия масс дают только приближенные результаты. Такие же выводы были получены при изучении других равновесий, не связанных с образованием твердой фазы. Все эти факты привели к созданию новой теории электролитов. Правда, на основании этой теории нельзя рассчитать влияние присутствия электролитов иа какое-нибудь равновесие без ряда экспериментальных данных относительно этого равновесия. Тем не менее названная теория правильно указывает на особый характер ионных равновесий и на влияние посторонних электролитов на равновесие. Возможны также приближенные вычисления изменения растворимости. [c.49]

Для вычисления произведения растворимости малорастворимого электролита необходимо знать его растворимость в моль л. Наоборот, по известному ПР электролита можно вычислить его растворимость. Подобные вычисления сделаны при решении задач № 212, 213, 215. [c.148]

Поэтому истинная растворимость обычно выше, чем величина, вычисленная на основании простого выражения произведения растворимости. Для более точного расчета необходимо, учитывая ионную силу раствора, найти произведение растворимости осадка в данных условиях. Пользуясь этой исправленной величиной произведения растворимости, можно вычислить растворимость по обычному выражению произведения растворимости. [c.52]

В реакциях, сопровождающихся образованием осадков, предельная концентрация анализируемого иона зависит от произведения растворимости малорастворимого соединения. Так, в рассмотренном примере трех малорастворимых соединений серебра, образованных хромат-, хлорид- и сульфид-ионами, последний из них характеризуется наименьшей предельной концентрацией. Однако определяемая экспериментально предельная концентрация иона всегда больше концентрации того же иона, вычисленной из величины ПР малорастворимого соединения. Это, естественно, вызвано тем, что для образования отчетливо видимого помутнения или небольшого осадка необходима большая концентрация ионов по сравнению с расчетной. [c.214]

Объясняется это следующим образом. Произведение растворимости— это термодинамическая константа равновесия, и вычисления по ее основе дают не концентрации ионов, а их активности. Растворимость же — это количество вещества в растворе, определяемое аналитически по массе вещества в растворе. [c.248]

Более точное вычисление произведения растворимости гидроокиси металла может быть достигнуто, если принять во внимание коэ( к )ициент активности ионов металла. Значения коэффициентов активности для 1— 1- и 1 —2-валентных электролитов различной концентраци приводятся в специальных справочниках. [c.140]

Вычисление растворимости и произведения рас творимости малорастворимых электролитов воде и водных растворах, содержащих одно именные с осадком ноны......... [c.5]

Другая причина, предостерегающая от переоценки значений растворимостей, вычисленных из произведений растворимости, заключается в том, что определяемый металл может присутствовать в иных, чем простая ионная, формах. Так, например, установлено что растворимость ртути в 1 М хлорной кислоте, насыщенной сероводородом, благодаря образованию НгНёЗг равна 3-10 М (значение, вычисленное из произведения растворимости, равно 10 ). Даже если никакого комплексного сульфида не образуется, несомненно, что в растворе будет присутствовать некоторое количество металла в виде молекулярного сульфида, концентрация которого вполне может превосходить ионную концентрацию, когда последняя очень мала . Применение носителя позволяет преодолеть ограничения, связанные с растворимостью при осаждении ртути. Из 1 л раствора осаждением сероводородом в присутствии меди можно выделить такие количества ртути, как 0,02 у Иногда слаборастворимые металлоорганические комплексы используют для осаждения следОв других металлов, образующих нерастворимые соединения с тем же самым реагентом. Следы циркония, ванадия и титана, встречающиеся в минеральных водах, можно количе-ственно выделить с осадком купферроната железа, образующегося при добавлении купферрона 8-Оксихинолин также был использован для осаждения следов различных металлов с хинолятами железа или алюминия в качестве носителей. [c.33]

Посмотрим теперь, насколько снизятся потери, вызванные неполным осаждением бария, если взять осадителя на 100% больше стехиометрически вычисленного количества, т. е. 2 лгл 4 н. раствора вместо 1 мл. В этом случае в насыщенном растворе Ва304 концентрация Ва++-ионов не будет равна концентрации S0 —-ионов. Большой избыток серной кислоты, согласно правилу произведения растворимости, сильно понизит концентрацию Ва++-ионов, т. е. уменьшит его потери. [c.34]

Согласно учению об активности, во все уравнения равновесия, например в уравнения константы ионизации и произведения растворимости, должны входить не значения концентрации ионов, а величины их активности. Коэффициенты активности были перио-начально введены в науку как эмпирически находимые множители, позволяющие распространить закон действующих масс и на те случаи, когда он в обычной своей форме неприменим. Физический смысл их был неясен. Впоследствии он был разъяснен тео-11ией сильных электролитов, на основании которой оказалось возможным вычислять величины Вычисления эти довольно сложны, так как соответствующая формула содержит три константы. Достаточно простой вид она приобретает лишь при вычислениях для очень разбавленных растворов (для значений ц 0,1) [c.78]

Эти закономерности приложимы ко всем труднорастворимым солям, в том числе и к сульфидам. Если подействовать на сульфиды катионов III и IV групп одной и той же кислотой, беря ее в одинаковой концентрации, то продуктом реакции будет одно и то же малодиссоциированное соединение (HjS) различное же поведение рассматриваемых сульфидов можно объяснить только различиями в величинах их произведений растворимости. Так как произведения растворимости сульфидов катионов IV группы 39) гораздо меньше произведений растворимости сульфидов ка- тионов III группы, то следует ожидать, что первые должны значительно труднее растворяться в кислотах. Действительно, в то время как сульфиды катионов III группы легко растворяются в разбавленных кислотах (НС1 и H2SO4), сульфиды катионов IV группы в них практически нерастворимы. Сульфиды катионов IV группы, очевидно, отдают в раствор так мало ионов S—, что равновесие здесь устанавливается уже при образовании весьма малых количеств H S, т. е. при растворении ничтожно малого количества сульфида. Наоборот, в случае сульфидов катионов 1 1 группы, произведения растворимости которых несравненно больше, процесс образования H2S заходит дальше, так что при достаточном количестве кислоты весь осадок нацело растворяется, чему способствует также удаление HjS в виде газа. Вычисление вполне подтверждает правильность этого объяснения. [c.199]

Как показывает опыт, применение правила произведения растворимости в его первоначальном виде можно считать допустимым лищь тогда, когда активность (а), проявляющая себя в химических процессах в качестве действующей массы, равна концентрации (С) находящегося в растворе вещества. Практически в сильно разбавленных растворах электролитов значения активностей (эффективных концентраций) приближаются к числовым значениям равновесных концентраций и поэтому иногда наблюдаются лищь небольшие расхождения между вычисленными и практически полученными значениями активностей. Тем не менее правило произведения растворимости не универсально и справедливо лишь в отдельных случаях. [c.132]

Решение. Чтобы ответить на поставленный вопрос, нужно вычислить концентрации ионов Mg " и ОН- и по ним рассчитать, превысит ли произведение концентрации этих ионов произведение растворимости Mg(0H)2 при смешивании растворов. Если [Mg+ ]-[OH-p будет больше ПРд,8(он)2, осадок Mg(0H)2 образуется если [Mg ]-[OH-] будет меньше nPMg(OHb, получим ненасыщенный раствор, и осадок выпасть не может. При проведении вычислений прежде всего от нормальных концентраций растворов нужно перейти к молярным. При этом для MgSO получим 0,1 AI для NH OH —0,2 М и для NH I — 2 AI. После смешивания растворов их общий объем увеличится в два раза, вследствие чего концентрации всех веществ понизятся вдвое и станут соответственно 0,05 М 0,1 Ж 1,0 Ж. Соли MgSO и NH l в растворе полностью диссоциируют. Следовательно, [c.235]

Для трудпорастворимой соли, если в растворе не присутствует другой электролит, можно принять равным единице, так как - + стремится к единице по мере того, как концентрация раствора приближается к нулю. Вычисленное таким путем произведение растворимости находит большое практическое применение при условии, что концентрация электролита очень мала. Коэффициенты активности используются для точных расчетов растворимости в присутствии избытка одного или более осаждающихся ионов или любого добавленного электролита. Произведения растворимостей некоторых соединений приведены в табл. I. [c.452]

Сказанное выше о солевом аффекте относится ко всем сильным электролитам, в том числе и к электролитам, имеющим одноименный с осадком ион. Только в этом случае наряду с солевым эффектом, повышающим растворимость, должен сказаться также и эффект от введения одноипенных ионов, понижающий ее. В результате растворимость хотя и понижается, но не так сильно, как это следует из вычислений по упрощенной формуле для произведения растворимости (т. е. без учета коэффициентов активности), а затем при дальнейшем добавлении раствора одноименного иона начинает повышаться. [c.80]

Получение достаточно точных результатов при вычислениях, основанных на применении правила постоянства произведения растворимости, требует учета величин коэффициентов активности ионов. Однако на практике чаще всего исследуемый раствор содержит несколько ионов в концентрациях, точно не известных, и пользование коэффициентами активности оказывается невозможным. Поэтому в большинстве случаев коэффициенты условно при-ни 1ают равными единице, т. е. исходят при вычислениях из упрощенной формулы для ПР [c.82]

Такое упрощение вполне допустимо, так как упрощенные вычисления почти всегда хорошо согласуются с данными опытов. Эго уп])ощение допустимо и при рассмотрении отдельных положений тесфии малорастворимых электролитов. В тех редких случаях, когда (как в рассмотренном выше вопросе о причинах возникнове-нич солевого эффекта) такого согласования не происходит, пользуются точной формулой для произведения растворимости, учитывающей величины /а. [c.82]

Напишите выражение произведения растворимости комплексной соли K2Zna[Fe( N)e]2, очень плохо растворимой в воде. Какие данные необходимы для вычисления концентраций ионов в насыщенном растворе этой соли [c.115]

Из табл. 1 определяем коэффициенты активностей одно- и двухвалентных ионов, взяв среднее арифметическое из значений, приведенных для ионной силы 0,05 и 0,1, т. е. 0,785 для Ag+ и 0,385 для SO . Так как коэффициенты активности значительно отличаются от единицы, то вычисление произведения растворимости AgjSO) по формуле ПР = 4S приведет к весьма большой погрешности. При расчете следует учесть активности ионов и SOj [c.78]

Произведение растворимости — постоянная величина при данной температуре — представляет собой произведение концентраций ионов в насыщенном растворе малорастворимого электролита. Обычно его обозначают символом ПР с индексом, указывающим, к какому электролиту он относится, например [Ag+ i ]=nPAg i. Для вычисления произведения растворимости малорастворимого электролита необходимо знать его растворимость в моль/л. Наоборот, по известному ПР электролита можно вычислить его растворимость. Величины ПР некоторых электролитов приведены в приложении. № 8. [c.132]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология