Вычисление растворимости соли в растворе другой соли

ВЫЧИСЛЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ СОЛИ В РАСТВОРЕ ДРУГОЙ СОЛИ [c.47]

Любая теория ценна лишь в том случае, если она позволяет предсказывать и открывать новые факты и предвычислять свойства вещества. Наши формулы позволяют количественно предвычислять некоторые свойства смешанных концентрированных растворов сильных электролитов по опытным данным, относящимся к бинарным растворам. В качестве примера на рис. 6 показаны, по данным работы [81, кривые совместной растворимости двух солей с общим ионом в системе К" ", Ка СГ, N0 -г НзО при 25° С. Сплошные линии — расчетные кривые, вычисленные с помощью формул нашей теории по опытным данным о коэффициентах активности водных растворов каждой из четырех солей в отдельности. Пунктирные линии — опытные данные о совместной растворимости солей. Совпадение расчетных и опытных кривых почти количественное, даже в самых концентрированных растворах. То обстоятельство, что для системы КаКОз—ККОз—Н О расчетные кривые хорошо передают качественный характер диаграммы, отличающийся тем, что растворимость одной из солей в присутствии другой соли не уменьшается, а увеличивается, является, по нашему мнению, важным доводом в пользу развиваемой нами теории. [c.28]

Соли лития занимают во многих отношениях особое положение среди других солей щелочных металлов. Кроме того что некоторые из них трудно растворимы В воде (что было отмечено), различные литиевые соли обнаруживают сравнительно большую растворимость в неводных растворителях. В этих неводных растворителях они в основном сильно диссоциированы на ионы. Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения водных растворов литиевых солей нередко превышают теоретические значения, вычисленные при предположении полной диссоциации. Это объясняется значительной гидратацией ионов лития, вследствие чего происходит заметное уменьшение количества воды, являющейся растворителем. [c.212]

Этот метод вычисления можно проиллюстрировать на примере хлористого таллия, растворимость которого была измерена в присутствии различных количеств других электролитов, причем одни из них имели общий ион с солью, образующей насыщенный раствор, другие же не имели общего иона. Путем графического изображения величин с для ионов таллия и хлора как функции от ионной силы и экстраполяции на значение ионной силы, равное нулю, было найдено, что которое в этом случае равняется составляет 0,01428 при 25° (рис. 58). Таким образом, согласно уравнению (123), средний коэффициент активности хлористого таллия в любом насыщенном растворе равняется [c.245]

М раствора соли наблюдается при pH = 9,9, а из 0,00387 М при pH = 10,86. Пользуясь полученными кривыми титрования солей магния, мы рассчитали произведение растворимости гидроокиси магния в начале, в середине и в конце титрования при О, 20 и 60°. Выяснилось, что при вычислении значений pH при разных температурах величины их незначительно отличаются друг от друга, но никакой закономерности их изменений не наблюдается. Изменения pH зависят только от [c.140]

Величина Д5 является весьма важной для определения и понимания растворимости различных солей, и мы теперь займемся расчетом этой величины. Как можно видеть из Приложения П, Д5 равняется теплоте, поглощаемой при растворении одного моля соли с образованием гипотетического молярного раствора, деленной на Т, если процесс проведен обратимо. Но обычно получают вычислением из других термодинамических величин. Значения энтропии растворения для ряда твердых солей даны в табл. 50. [c.402]

При применении наишго метода для вычисления растворимости насыщающих раствор солей в системах, в которых некоторые попы образуют устойчивые гидратированные образования, следует, как мы это делали в других работах [8—9], молярные доли вычислять исходя из количества свободных молекул растворителя. [c.122]

Решение. Для нахождения коэффициентов активности ионов РЬ и 80 необходимо прежде всего вычислить ионную силу раствора (ц). В растворе имеются ионы двух солей — К Оз и РЬ504. Но ионы последней соли вследствие ее малой растворимости присутствуют в очень малой концентрации. Поэтому при вычислении ионной силы раствора можно учитывать только концентрации и заряды ионов другой соли — КЫОз [c.80]

Kt ,An 5imKt 4- иАп равно ПР = Ад , где —активность катиона Kt, а — активность аниона Ап. Показателем произведения растворимости рПР называют логарифм произведения растворимости, взятый с обратным знаком. При вычислении растворимости той или иной малорастворимой соли в юде или в растворе других солей по величине произведения растворимости следует учитывать 1) реакции образующихся катионов с гидроксильными ионами воды, 2) реакции образующихся анионов с ионами водорода, 3) ионную силу раствора, от которой зависят коэффициенты активности, а в некоторых случаях еще и 4) возможности образования комплексных ионов. Выполнение таких расчетов описано в учебниках аналитической химии, наи лее полно в книге Н. П. К о м а р ь. Основы качественного химического анализа, т. I, Харьков, 1955, стр. 169—178. [c.76]

Развиваемая им теория сочетает физические и химические представления о природе растворов. На основании статистической теории пока не представляется возможным определить электростатическое слагаемое изобарного потенциала концентрированных растворов, поэтому Г. И. Микулин ищет его, исходя из твердо установленных эмпирических закономерностей. Г. И. Микулин показал, что основой для его определения может служить доказанная опытным путем линейная зависимость парциальных и кажущихся молярных объемов, теплоемкостей и других свойств концентрированных водных растворов от корня квадратного из концентрахщй. Сочетая это положение с представлением о гидратации ионов как о процессе образования в растворе комплексных соединений, аналогичных ионам аквасолей и характеризуемых целыми гидратными числами и константами нестойкости, и используя закон действующих масс, Г. И. Микулин получил уравнения для вычислений коэффициентов активности электролита и давлений паров воды. Эти формулы в дальнейшем были распространены на смешанные растворы и была рассчитана совместная растворимость двух солей по опытным данным о коэффициентах активности бинарных растворов этих солей. Для системы Ка" , К /СГ, —Н2О при 25° С было получено хорошее совпадение с опытными данными. Так как количественные теории электролитных растворов развиваются очень медленно и у нас, и за рубежом, эти исследования Г. И. Микулина следует считать весьма плодотворными и перспективными. [c.193]

В предыдущем параграфе были рассмотрены примеры вычисления растворимости малорастворимого соединения в чистой воде. Докажем теперь, что растворимость такого вещества понижается в растворе, содержащем другой, сравнительно хорошо растворимый, электролит с одноименным ионом. В 4 будет доказано, что растворимость труднорастворимого вещества увеличивается в присутствии электролита, не содержащего одноименного иона. Вычисляя растворимость соли в присутствии того или иного электролита, необходимо учитывать коэффициенты активности его ионов и произведение растворимости выражать через активно. ть этих ионсв. [c.39]

Хорошо известно, что добавление соли к водному раствору, содер жащему нейтральные молекулы какого-либо вещества, часто приводит к уменьшению его растворимости. Это явление соответствует увеличению коэффициента активйости молекулы данного вещества. Подобное уменьшение растворимости ( высаливание ) не является общим правилом, и можно привести примеры противоположного эффекта увеличения рас творимости ( всаливания ). Полная и надежная теория этих явлений отсутствует, но можно показать, что порядок величины экспериментальных результатов может быть вычислен теоретичесх и, если рассматривать только влияние кулоновских сил, не учитывая других факторов. [c.63]

Вскоре после появления теории междуионного притяжения Дебая и Гюккеля данные о растворимости стали широко использовать для проверки справедливости этой теории. Бренстед и Ла-Мер [10] определили растворимость комплексных кобальтамминов 1,1-, 2,1- и 3,1-валентных типов. Значительно позже была измерена растворимость аналогичных соединений типа 2,2 и 3,3 [И]. Эти данные подтвердили, что фактор валентности в теоретическом уравнении имеет правильное значение, и показали, что пропорциональность значения lgy квадратному корню из ионной силы соблюдается весьма точно. В некоторых случаях [12] вычисленные на основании этих опытов данные согласуются с численными значениями теоретического коэффициента наклона. Позднее Ла-Мер и другие исследователи наблюдали резкое изменение величины наклона при достижении концентрации растворенного вещества, соответствующей насыщенному раствору в воде. Бакстер [13] подтвердил справедливость теоретических данных при 75° путем измерения растворимости иодата серебра в растворах солей. Измерения растворимости в органических растворителях с низкой диэлектрической постоянной, как правило, дают результаты, которые согласуются с теоретическими данными лишь качественно. [c.419]

Приведенные в табл. 6 данные показывают, что по крайней мере для некоторых солей значения вычисленных и экспериментально найденных предельных относительных пересыщений близки между собой. Не следует, конечно, принимать во внимание данные, относящиеся к КС1, потому что по ним производилось определение постоянной а. Таким образом, выражение (29) не лишено смысла. Но вместе с тем нужно отметить, что правило об увеличении предельного пересыщения с увеличением температурного коэффициента растворимости далеко не безупречно. Из той же таблицы следует, что в ряде случаев оно оказывается несправедливым. Так, например, предельное пересыщение иодистого калия, имеющего температурный коэффициент, в 5 раз больший, чем у бромистого калия, в 2 раза ниже, чем у последнего. Температурные коэффициенты растворимости сульфата и хромата калия близки друг к другу, а предельное относительное пересыщение первого в 3 раза больше, чем второго. Далеко не всегда соблюдается и правило Вант-Гоффа. Например, произведения валентностей ионов составляющих NH4NO3 и K IO3 одинаковы, а- предельные пересыщения различны. У нитрата аммония p в 4 раза ниже, чем у K IO4. Предельное пересыщение растворов гексацианофер-рита калия в 6 раз меньше, чем у бихромата калия, в то же время по своему химическому составу первая соль сложнее второй. Все это говорит о том, что температурный коэффициент растворимости и химический состав являются второстепенными признаками. При предсказании величины предельного пересыщения ими можно руководствоваться лишь в совокупности с рядом других факторов. [c.42]

Другое измерение растворимости хлорида серебра в 0,1 AI Na l было сделано Джонтом и Мартином , которые получили 3,15 10 моль/л. Они, однако, отделяли твердую соль от раствора центрифугированием, и все твердые частицы, не осевшие на дно пробирки, анализировали совместно с растворенным хлоридом серебра. Это объясняет некоторую завышенность их данных по сравнению с вычисленными нами или найденными Пинкусом и Тиммермансом. [c.382]

Электростатическая теория высаливания, основанная на рассмотрении диэлектрической проницаемости раствора, была развита Дебаем, Кирквудом и другими. Диэлектрическая проницаемость, безусловно, должна влиять на растворимость, однако макроскопическая диэлектрическая проницаемость слишком приближенно характеризует сольватационную способность растворителя при изменении ее в более или менее широких пределах. Теории этого типа обладают двумя серьезными недостатками во-первых, они не объясняют больших различий в высаливающей способности различных солей во-вторых, они не объясняют всаливания неполярных соединений под действием некоторых солей (рис. 4). В табл. 3 сопоставлены экспериментально найденные константы высаливания для бензола с данными, вычисленными по теории Дебая и по модифицированному Кирквудом варианту этой теории. Очевидно, эти теории предсказывают слабые различия между разными солями, и, что особенно характерно, из них следует, что бромид тетраметиламмония должен вести себя как обычная соль, хотя в действительности он всаливает бензол [25, 45]. Электростатические теории могут быть улучшены путем учета дополнительных факторов. Допускают существование оболочки жесткоориентированных молекул гидратной воды вокруг небольших с высокой плотностью заряда ионов, из которой полностью исключены молекулы органических веществ [46]. Производится также оценка си.[ взаимодействия Ван-дер-Ваальса — Лондона между солью и растворенным органическим веществом. К сожалению, эти модификации теории не устраняют всех трудностей, если рассматривать достаточно широкий ряд солей. [c.290]

В главе XVI мы отметили, что расстояние между атомами серебра и хлора в хлористом серебре меньше, чем можно было бы ожидать на основании теоретического расчета для ионных соединений (см. табл. 38, стр. 331). Это, повидимому, является дальнейшим указанием на частично ковалентный характер связи. Теоретически рассчитанный радиус иона серебра (табл. 16) ближе к радиусу иона калия, чем к радиусу иона натрия. При вычислении энергии решетки хлористого серебра были взяты экспериментально найденные межатомные расстояния вместо рассчитанных теоретически. Если бы для расчета были взяты последние, то расхождение между фактической и теоретической энергией решетки стало бы еще большим. Это обстоятельство лишний раз подтверждает мнение, что нерастворимость Ag l в значительной степени обусловлена ковалентным характером связи в этой соли. В случае фтористого серебра расстояния между ионами довольно хорошо совпадают с теоретически вычисленными. В этой соли силы, вероятно, в основном ионные. Можно считать, что эта соль до известной степени сходна с фтористым калием. Однако ион серебра в растворе фтористого серебра не отличается от иона, образующегося из хлористого серебра, и его большая теплота растворения будет стремиться увеличить растворимость первой соли по сравнению с фтористым калием. С другой стороны, энтропия растворения фтористого серебра меньше, чем фтористого калия, но она не настолько мала, чтобы уравновесить влияние энергии. [c.411]

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]