Константа равновесия образования осадков

Во многих случаях вода является самым слабым электролитом среди всех реагирующих веществ. Поэтому равновесие гидролиза смещено в сторону образования воды, т. е. в сторону обратной реакции, за /исключением тех процессов, когда из раствора выделяется газ, выпадает осадок или образуется гидроксокомплекс, константа диссоциации которого близка по своему значению к /Сдисс воды (1,8 10 ) или меньше ее. [c.170]

Щ)едставляющего собой взвесь мелких частиц Са(ОН)г в его водном растворе. Карбонат кальция плохо растворим и по мере образования переходит в осадок до тех пор, пока концентрация едкого натра не достигнет 100—130 г/дм . Согласно формальным кинетическим уравнениям следовало бы определить константу равновесия в жидкой фазе по формуле [c.46]

Если в ионообменной реакции RA-Ь В+RB + А один из ионов (или оба, но в различной степени) связывается в недиссоции-рованное соединение или выводится в третью фазу, равновесие оказывается сдвинутым в сторону удаления иона. Эффективная концентрация этого иона определяется одновременно двумя или несколькими реакциями, в которые рн вступает обмен ионов между фазами ионита и раствора с распределением, соответствующим положению конкурирующих ионов в лиотропном ряду и количественному составу системы образование педиссоциированиого соединения с определенной константой диссоциации образование новой фазы труднорастворимого соединения с определенной растворимостью и произведением растворимости и т. д. Степень связывания иона по конкурирующим реакциям обычно резко различна, и равновесные составы фаз определяются чаще всего одной реакцией, обусловливающей наиболее глубокий вывод иона из сферы реакции. Собственно ионообменная реакция в таких системах оказывается чаще всего наиболее слабым взаимодействием, так как величины коэффициентов обмена ионов (обычно в пределах 0,1—10) не могут заметно изменить распределения, вызываемого образованием прочных комплексов или недиссоциированных молекул с константами нестойкости или диссоциации менее 10 . Однако при слабом комплексообразо-вании или существенно неполном выводе иона в осадок стандартные величины коэффициентов обмена приобретают значимость. [c.52]

Наоборот, на растворимость осадков, являющихся солями слабых кислот, кислотность раствора оказывает очень существенное влияние Так, ионы jO "" могут взаимодействовать с ионами кальция, образуя осадок щавелевокислого кальция. HoBbi O " могут реагировать такл е с ионами Н , образуя молекулы слабой щавелевой кислоты. Образование или растворение щавелевокислого кальция, степень осаждения кальция и другие характеристики равновесия зависят от концентраций реагирующих веществ, а также от величин константы диссоциации кислоты и произведения растворимости осадка. Величины произведений растворимости углекислого бария и щавелевокислого бария почти одинаковы. Однако угольная кислота слабее щавелевой, т. е. анион СО при прочих равных условиях связывается с ионами водорода сильнее, чем анион С О . Поэтому ВаСО, легко растворяется в уксусной кислоте, а растворимость ВаС О при тех же условиях почти не изменяется. Если два осадка являются солями одной и той же кислоты, например сульфидами, то при прочих равных условиях растворимость в кислотах зависит от величины произведения растворимости. Известно, что путем изменения концентрации ионов водорода достигаются многочисленные разделения катионов в виде сульфидов, фосфатов и других соединений металлов с анионами слабых неорганических и органических кислот. Таким образом, значение кислотности раствора для осаждения и разделения металлов очень велико. [c.39]

Среди условий, влияющих на растворимость осадков, наиболее важное значение имеет pH раствора. Повышение растворимости осадков в кислой или щелочной средах объясняется как влиянием солевого эффекта, так и смещением равновесия раст-ворч= осадок за счет образования анионов слабых кислот (в кислой среде) или гидроксокомплексов (в щелочной среде), переходящих в раствор. Чем меньше константа диссоциации образующихся слабых электролитов, тем сильнее воздействие pH среды при прочих равных условиях. Если /Сдисс<Ю . то в расчет необходимо принимать также и реакции взаимодействия осадка с водой. [c.63]

Таким образом, используя способность ионов и Си" " к образованию комплексных ионов [ d( N)4] и [ u( N)4p , можно их разделить, действуя на раствор цианидов меди и кадмия сероводородом. При наличии в растворе избытка ионов N концентрация ионов Си+, находящихся в равновесии с комплексным цианидом меди, настолько снижается, что произведение [Си+]2- [S"] не достигает величины HP u s- Комплексный же цианид кадмия имеет значительно большую константу нестойкости и при действии сероводородом разрушается, образуя ярко-желтый осадок сульфида кадмия [c.286]

Как видно, константа ионизации Н2РО7 примерно в 100 000 раз меньше константы ионизации Н3РО4. Из этого следует, что при равновесии концентрация ионов НРО в растворе очень мала и образование дифосфата может идти лишь при условии вывода иона НРО4 из сферы реакции. Еще более затруднительной является ретроградация с образованием иона РО4 Выделение дикальцийфосфата в осадок и выделение газообразной азотной кислоты по уравнению [c.133]