Тема. Буферные растворы. Гидролиз солей

Контрольные вопросы и задачи

1. Буферные растворы. Приведите примеры. Расчет рН буферных растворов. Буферная емкость.

2. Реакция гидролиза солей. Перечислите возможные типы, запишите ионные и молекулярные уравнения. Назовите ионы, молекулы, которые присутствуют в растворе. Оцените рН раствора соли. Прибавление каких электролитов: а) усилит гидролиз; б) ослабит гидролиз соли?

3. Запишите ионные и молекулярные уравнения гидролиза следующих солей: карбоната хрома (III), фосфата калия, карбоната натрия, хлорида цинка; уравнение совместного гидролиза сульфида калия и хлорида железа (III). Напишите выражение константы гидролиза по первой ступени для A1(NO₃)₃, К₃РО₄, К₂СО₃, ZnCl₂. Вычислите рН раствора этих солей, учитывая первую ступень гидролиза (Kд₃ Al(OH)₃ = 1,38. 10^-9, Kд₂ Zn(OH)₂ = 4 10^-5). Константы диссоциации соответствующих кислот – в справочных таблицах.

4.Почему не подвергаются гидролизу соли: NaCl, BaSO₄, LiNO₃?

5.Не составляя уравнений реакций гидролиза, укажите, какие из перечисленных ниже солей подвергаются гидролизу и какая форма гидролиза (простой, ступенчатый, необратимый) будет иметь место в каждом случае: Al₂S₃, Ba(CN)₂, CrCl_3, K₂S, CH₃COONH₄, Fe₂(SO₄)₃. Оцените рН среды (рН > 0, pH < 0, pH = 0).

6. Усиление или подавление гидролиза цианида натрия вызовет прибавление к раствору: а) кислоты; б) щелочи; в) хлорида аммония?

7. Какая из солей гидролизируется сильнее: сульфит натрия или карбонат натрия? Вывод подтвердите расчетами константы гмдрпорлиза.

8. Вычислите константу гидролиза Кг, степень гидролиза h и рН раствора роданида калия концентрацией а) 1 моль/л; б) 0,1 моль/л; в) 0,01 моль/л. Почему эти величины отличаются?

Примеры выполнения заданий

Пример 1. Вычислите рН буферной смеси, полученной сливанием равных объемов растворов уксусной кислоты (С = 0,1 моль/л) и ацетата натрия (С = 0,1 моль/л).

Решение

1. Поскольку смешали 2 равных объема растворов уксусной кислоты и ацетата натрия, их молярная концентрация уменьшилась в 2 раза: С кисл. = 0,05 моль/л, Ссоли = 0,05 моль/л

2. рН ацетатной буферной смеси:

Скисл.

рН =-lgKд - lg ¾¾¾¾ = - lg 1,74. 10^-5 - lg 0,05/0,05 = -lg 1,74. 10^-5 =

Ссоли

= -(-5 + + 0,2405) = 4,7595» 4,76.

Ответ: рН буферной смеси равен 4,76.

Пример 2. Запишите уравнение гидролиза сульфата алюминия. Оцените рН раствора соли. Укажите, какие ионы находятся в растворе, и назовите их. Прибавление каких электролитов к раствору соли усилит гидролиз?

Решение. Сульфат алюминия хорошо растворим в воде, при растворении практически полностью диссоциирует на ионы Al ₂(SO₄)₃ 2 Al ³⁺ + 3SO₄^2-

Катион Al³⁺- сильнополяризующий ион, сульфат-ион такой способностью не обладает. В результате гидролиз соли идет по катиону.

Запишем ионные и молекулярные уравнения гидролиза соли.

1-я ступень:	Al ^3++ H2O Al OH^2+ + H^+;
	Al 2(SO4)3 + 2H2O 2 Al OHSO4 + H2SO4.
2-я ступень:	Al OH^2+ + H2O Al (OH)2^+ + H^+;
	2 Al OHSO4 +2H2O [Al (OH)2]2SO4 + H2SO4.
3-я ступень:	Al (OH)2^+ + H2O Al (OH)3 + H^+;
	[Al (OH)2]2SO4 + 2H2O 2 Al (OH)3 + H2SO4.

Гидролиз протекает только по 1-й, частично по 2-й ступени. Это обусловлено различной способностью к диссоциации по 1-й ступени гидроксокатионов AlOH²⁺, Al (OH)₂⁺ и гидроксида алюминия. Среда раствора – кислая, рН < 7. В растворе находятся ионы: Al ³⁺ - катион алюминия, Al OH²⁺ - катион гидроксоалюминия, Al (OH)₂⁺ - катион дигидроксоалюминия, Н⁺ - катион водорода, SO₄^2- - сульфат-анион. Среда раствора – кислая, рН < 7.

Прибавление к раствору соли других электролитов (растворов NaOH, Na₂CO₃), имеющих щелочную среду, усилит гидролиз этой соли. Катионы водорода связываются в слабый электролит - воду, выводятся из сферы реакции. По принципу Ле-Шателье равновесие гидролиза смещается вправо.

Ответ. Гидролиз сульфата алюминия протекает по катиону, по 1-й, частично по 2-й ступени, в растворе присутствуют катионы алюминия, гидроксоалюминия, дигидроксоалюминия, катионы водорода, сульфат-анионы. Среда раствора кислая, рН < 7. Для усиления гидролиза сульфата алюминия в раствор следует прибавить растворы электролитов, имеющих щелочную среду.

Пример 3. Рассчитайте К_г1 и К_г2, рН раствора соли хлорида железа, если ее концентрация равна 0,001 моль/ л. Кд [Fe(OH)₃] =1,82 · 10^-4, Кд₃ [Fe(OH)₃] == 1,35 · 10^-12.

Решение.

Формулы для расчета констант гидролиза таковы:

Кw 10^-14

Кг₁ = ¾¾¾¾¾¾¾ = ¾¾¾¾¾¾¾ =7,4 · 10^-3;

Кд₃(Fe (OH)₃) 1,35 10^-12

 

Kw 10^-14

Кг₂ = ¾¾¾¾¾¾ = ¾¾¾¾¾¾ =5,5 10^-11

Kд₂[Fe(OH)3] 1,89 10^-4

Из сравнения значений констант гидролиза сульфата железа (III) следует, что гидролиз протекает в основном по 1 ступени.

4. рH = - lg [H⁺]. Для расчета рН раствора соли преобразуем выражение для Kг. Так как [FeOH²⁺] =[H⁺], [Fe³⁺] = C cоли,

Кг₁ = [H⁺]² / C соли, [H⁺] = Ö Kг₁ C соли = Ö 7,4 · 10^-3 · 10^-3 = 2,7 · 10^-3;

рH = - lg (2,7·10^-3) = 2,57.

Ответ. Кг₁ = [FeOH²⁺] [H⁺]/ [Fe³⁺] = Кw / Кд₃ [Fe(OH)₃] = 7,4· 10^-3;

Кг₂ = [Fe(OH)₂⁺] [H⁺] / [FeOH²⁺]= Кw / Кд₂ [Fe(OH)₃] = 5,5 · 10^-11;

рН = 2,57.

Пример 4. Какая из солей гидролизуется сильнее - сульфат железа (III) или сульфат железа (II), при условии, что гидролиз соли протекает по 1-й ступени? Кд₂ [Fe(OH)₂] =1,3 · 10^-4, Кд₃ [Fe(OH)₃] = 1,35· 10^-12.

Решение

1. Записываем в ионном виде уравнение гидролиза по 1-й ступени сульфата железа (III): Fe³⁺ + H₂O FeOH²⁺ + H⁺ , выражение для Кг₁ и рассчитываем эту константу:

Кг₁ = [FeOH²⁺] [H⁺]/ [Fe³⁺] = К_w / Кд₃ [Fe(OH)₃] = 10^-14/ 1,35 · 10^-12 =

= 7,4 · 10^-3.

2. Записываем в ионном виде уравнение гидролиза по 1-й ступени сульфата железа (II): Fe²⁺ + H₂O FeOH⁺ + H⁺, выражение для Кг₁ и рассчитываем эту константу: Кг₁ = [FeOH⁺] [H⁺]/ [Fe²⁺] = К_w / Кд₂ [Fe(OH)₂] = 10^-14/ 1,3 · 10^-4 = 7,7 · 10^-11.

Ответ. Сульфат железа (III) гидролизуется сильнее, чем сульфат железа (II), так как константа гидролиза первой соли больше, чем константа гидролиза второй соли.

Пример 5. Запишите уравнение гидролиза карбоната железа (III).

Решение. Из таблицы растворимости видно, что данная соль не существует в растворе. Это обусловлено тем, что некоторые соли трехзарядных катионов (карбонаты, сульфиды, сульфиты) подвергаются необратимому гидролизу.

Fe₂(CO₃)₃ + 3H₂O = 2Fe(OH)₃¯ + 3CO₂­.

Химическое равновесие данной реакции сдвинуто вправо, так как оба продукта уходят из сферы реакции (образуется осадок и газ).

Ответ. Гидролиз карбоната железа (III) протекает необратимо.

Пример 6. Закончите уравнения химических реакций совместного гидролиза солей FeSO₄ + Na₂CO₃ + H₂O; Fe₂(SO₄)₃ + Na₂CO₃ + H₂O.

1. Сульфат железа (II) в растворе подвергается гидролизу, гидролиз идет по катиону, по 1 ступени, реакция среды кислая.

Fe²⁺ + H₂O FeOH⁺ + H⁺.

Карбонат натрия в растворе подвергается гидролизу, гидролиз идет по аниону, по 1 ступени, реакция среды щелочная: CO₃^2- +H₂O HCO₃^- + OH^-

При сливании растворов двух солей, одна из которых имеет кислую среду (FeSO₄), а другая – щелочную (Na₂CO₃), происходит образование слабого электролита – воды, что в соответствии с принципом Ле-Шателье смещает химическое равновесие вправо, и протекает не классическая реакция ионного обмена, а химическая реакция совместного необратимого гидролиза солей:

2FeSO₄ +2Na₂CO₃ + H₂O = (FeOH)₂CO₃_+ 2Na₂SO₄ + CO₂­;

2Fe²⁺ + 2CO₃^2- + H₂O = (FeOH)₂CO₃_ + CO₂­.

2. Сульфат железа (III) в растворе подвергается гидролизу, гидролиз идет по катиону, по 1-й ступени, реакция среды кислая:

Fe³⁺ + H₂O FeOH²⁺ + H⁺.

Карбонат натрия в растворе подвергается гидролизу, гидролиз идет по аниону, по 1-й ступени, реакция среды щелочная:

CO₃^2- +H₂O HCO₃^- + OH^-.

При сливании растворов двух солей, одна из которых имеет кислую среду [Fe₂(SO₄)₃], а другая – щелочную (Na₂CO₃), происходит образование слабого электролита – воды, что в соответствии с принципом Ле-Шателье смещает химическое равновесие вправо, и протекает не классическая реакция ионного обмена, а химическая реакция совместного необратимого гидролиза солей:

Fe₂(SO₄)₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Fe(OH)₃ + 3Na₂SO₄ + 3CO₂­;

2Fe³⁺ + 3CO₃^2- + 3H₂O = 2(FeOH)₃¯ + 3CO₂­.

Ответ. При сливании растворов солей, подвергающихся гидролизу и имеющих противоположное значение рН (рН > 7 и рН < 7), протекает химическая реакция совместного необратимого гидролиза.

Произведение растворимости

 

Контрольные вопросы и задачи

1. Определение произведения растворимости для малорастворимых электролитов. Запишите выражение ПР для солей: BaSO₄, PbJ₂, Ag₃PO₄, Ca₃(PO₄)₂.

2. Вычислите растворимость (S) в молях и граммах на 1 л раствора для следующих солей:

BaCrO₄ (ПР = 1,6.10^-10), СаСО₃ (ПР = 5.10^-9), PbS (ПР = 1.10^-27).

3. Вычислите растворимость сульфата кальция (ПР СаSO₄ = 1,3.10^-4). Как изменится растворимость этого же вещества, если растворить соль в растворе сульфата натрия концентрацией 0,01 моль/л?

4. Вычислите равновесную молярную концентрацию катионов и анионов в насыщенном растворе фосфата кальция при 25⁰С, а также растворимость соли в г/л. (ПР (Сa₃(PO₄)₂ = 1,0 10^-25).

5. Образуется ли осадок карбоната кальция при сливании равных объемов хлорида кальция и карбоната натрия с исходными концентрациями 0,02 моль/л?

6. Можно ли получить осадок сульфида магния (ПР MgS = 2.10^-15): а) при пропускании сероводорода через раствор нитрата магния (С = 0,5 моль/л); б) при добавлении Na₂S (С = 0,5 моль/л).

7. Можно ли растворить: а) в соляной кислоте (с = 0,1 моль/л); б) в уксусной кислоте (с = 0,1 моль/л) сульфид марганца (ПР = 2,5.10^-10).

8. Вычислите рН насыщенного раствора Mn(OH)₂ (ПР = 2.10^-13).

Примеры выполнения заданий

Пример 1. Вычислите значение произведения растворимости (ПР) фторида магния, если его растворимость в воде при некоторой температуре равна 0,001 моль/ л.

Решение.

1. В воде фторид магния частично растворяется и диссоциирует:

MgF₂ Mg²⁺ + 2F^-.

2. Выражение для ПР (MgF₂):

ПР (MgF₂) = [Mg²⁺ ] [F^- ]².

3. Обозначим через s - растворимость фторида магния, тогда
[Mg²⁺ ] = s, [F^- ] =2s; ПР (MgF₂) = s (2s)² = 4s³

4. Численное значение произведения растворимости:

ПР (MgF₂) = 4 (0,001)³ = 4 · 10^-9.

Ответ. Произведение растворимости MgF₂ равно 4 · 10^-9.

Пример 2. Вычислите равновесную молярную концентрацию катионов в насыщенном растворе карбоната серебра (I) при 25 ^оС, а также растворимость соли в г/ л. ПР (Ag₂CO₃) = 8,7·10^-12.

Решение.

1. В воде карбонат серебра (I) частично растворяется и диссоциирует:

Ag₂CO₃ 2Ag⁺ + CO₃^2-.

2. Выражение для ПР (Ag₂CO₃):

ПР (Ag₂CO₃) =[Ag⁺ ]² [CO₃^2-].

3. Обозначим через s - растворимость карбоната серебра (I), тогда

[Ag⁺] = 2s, [CO₃^2-] = s, ПР (Ag₂CO₃) = (2s)² s = 4s³,

s = ³Ö ПР (Ag₂CO₃) / 4.

4. Подставим в полученное выражение численное значение произведения растворимости: s = ³Ö 8,7 · 10^-12 / 4 = 1,3 · 10^-4 моль/л.

5. [Ag⁺] = 2 s = 2· 1,3· 10^-4 = 2,6 · 10^-4 моль/л.

6. Растворимость карбоната серебра в г/л:

s (Ag₂CO₃) = s (моль/ л) М (Ag₂CO₃) = 1,3· 10^-4· 276 = 3,6 · 10^-2 г/л.

Ответ. Равновесная концентрация катионов Ag⁺ в насыщенном растворе Ag₂CO₃ при 25 ^оС равна 2,6 ·10^-4 моль/ л. Растворимость Ag₂CO₃ равна 3,6· 10^-2 г/л.

Пример 3. Вычислите рН насыщенного раствора Ca(OH)₂ при 25 ^оС.

ПР [Ca(OH)₂] = 6,3 · 10^-6

Решение.

1. В воде гидроксид кальция частично растворяется и диссоциирует:

Ca(OH)₂ Ca²⁺ + 2OH.^-

2. Выражение ПР [Ca(OH)₂]:

ПР [Ca(OH)₂] =[Ca²⁺] [OH^- ]².

3. Обозначим [Ca²⁺] = s, [OH^- ] = 2s, тогда ПР[Ca(OH)₂] = s (2 s)² = 4 s³,

s = ³Ö ПР [Ca(OH)₂] / 4.

4. Подставим в полученное выражение численное значение произведения растворимости: s = ³Ö 6,3 · 10^-6 / 4 = 1,15 · 10^-2;

[OH^-] = 2s = 2 · 1,15 · 10^-2 = 2,3 · 10^-2.

Чтобы рассчитать рН раствора, необходимо знать [H⁺]. В растворе гидроксида кальция присутствуют OH^-, поэтому рассчитаем рОН = - lg [ОH],
а рН = 14 – рОН, рОН = - lg (2,3 · 10^-2) = 1,6. рН = 14 – 1,6 = 12,4.

Ответ. При 25 ^оС насыщенный раствор Ca(OH)₂ имеет рН = 12,4.

Пример 4. Во сколько раз уменьшится растворимость карбоната серебра (I), если приготовить его насыщенный раствор в растворе карбоната натрия концентрацией 0,1 моль/л, по сравнению с его растворимостью в чистой воде?

Решение.

1. В воде карбонат серебра (I) частично растворяется и диссоциирует:

Ag₂CO₃ 2Ag⁺ + CO₃^2-.

2. Выражение для ПР (Ag₂CO₃): ПР (Ag₂CO₃) = [Ag⁺]² [CO₃^2-]

Отсюда [Ag⁺]² = ПР (Ag₂CO₃) / [CO₃^2-]

3. Обозначим через s - растворимость карбоната серебра (I), тогда

[Ag⁺] = 2s, [CO₃^2-] = s, ПР (Ag₂CO₃) = (2s)²s = 4s³,

s = ³Ö ПР (Ag₂CO₃) / 4.

4. Подставим в полученное выражение численное значение произведения растворимости: s = ³Ö 8,7 · 10^-12 / 4 = 1,3 · 10^-4 моль/ л.

5. Карбонат натрия – сильный электролит, поэтому С (Na₂CO₃) =
= С (CO₃^2-) = 0,1 моль/ л. Присутствие в растворе карбонат-ионов концентрацией 0,1моль/ л, значительно превышающей концентрацию карбонат-ионов, которая образуется при диссоциации карбоната серебра (I) (1,3 · 10^-4 моль/ л), позволяет последней пренебречь и считать концентрацию 0,1 моль/ л общей: [Ag⁺] = Ö 8,7 · 10^-12 / 0,1 = 9,3 · 10^-6. Растворимость карбоната серебра (I) в растворе карбоната натрия равна:

s = [Ag⁺]/ 2 = 9,3 · 10^-6/ 2 = 4,7 · 10^-6.

Ответ. Растворимость карбоната серебра (I) в растворе карбоната натрия концентрацией 0,1 моль/л уменьшается в ~10² раз по сравнению с его растворимостью в воде.

Пример 5. Установите, образуется ли осадок иодида свинца (II) при 25 ^оС после сливания 100 мл раствора нитрата свинца (II) концентрацией 0,005 моль/л и 200 мл раствора иодида калия концентрацией 0,01 моль/л. ПР (PbJ₂) = 8,7 ·10^-9.

Решение.

1. Запишем химическое уравнение реакции, которая протекает при сливании растворов:

Pb(NO₃)₂ + 2KJ = PbJ₂¯+ 2КNO₃;

Pb²⁺ + 2J^- = PbJ₂¯.

2. Если произведение концентраций ионов свинца (II) и иодид-ионов превышает значение произведения растворимости иодида свинца (II), то происходит образование осадка:

С (Pb²⁺) [С (J^-)]² > ПР (PbJ₂); ПР (PbJ₂) = 8,7 ·10^-9.

3. До сливания растворов солей (сильных электролитов)

C[Pb(NO₃)₂] = C (Pb²⁺) = 0,005 моль/л, C (KJ) = C (J^-) = 0,01 моль/л.

После сливания общий объем раствора стал равен 300 мл, концентрации ионов уменьшились:

C (Pb²⁺) = (0,005· 100) / 300 = 0,00166 моль/ л;

С (J^-) = (0,01· 200) / 300 = 0,0066 моль/ л;

С (Pb²⁺) [С (J^-)]² = 0,00166 · (0,0066)² = 7,4 · 10^-8 > 8,7 ·10^-9,

следовательно, С (Pb²⁺) [С (J^-)]² > ПР (PbJ₂) осадок иодида свинца (II) после сливания указанных растворов солей образуется.

Ответ. Осадок иодида свинца (II) образуется.

Пример 6. Установите, растворяется ли MnS (ПР =1,4.10^-15) в а) соляной кислоте; б) уксусной кислоте (С = 0,1 моль/л).

Решение.

1. Чтобы оценить возможность протекания химической реакции

MnS + 2НСl = MnCl₂ + H₂S (1)

необходимо, чтобы для исходных реагентов [S^2-] [H+]² > 6,8.10^-24

Это вытекает из следующих соотношений:

H₂S = H⁺ + HS^- K₁ = [H⁺] [HS^-] / [H₂S] = 5,7. 10^-8

HS^- = H⁺ + S^2- K₂ = [H⁺] [S²] / [H₂S] = 1,2. 10^-15

H₂S = 2H⁺ + S^2- K = [H⁺]²[S^2-] / [H₂S] = K₁.K₂ = 6,8.10^-23

Учитывая, что насыщенный раствор сероводорода в воде имеет концентрацию 0,1 моль/л

[H⁺] ²[S^2-] = 6,8.10^-24

2. Рассчитываем [S^2-]. В воде сульфид марганца частично растворяется и диссоциирует:

MnS = Mn²⁺ + S^2-

Обозначим через S растворимость сульфида марганца и рассчитаем эту величину:

S_MnS = ÖПР MnS = Ö1,4.10^-15 = 3,7.10^-8моль/л

[S^2-] = S = 3,7.10^-8 моль/л

Учитывая, что соляная кислота - сильный электролит, [H⁺] = Cкисл = 0,1 моль/л

3. Устанавливаем возможность протекания реакции (1):

[H⁺]² [S^2-] = 0,1². 3,7.10^-8 = 3,7.10^-10

Таким образом, [H⁺]² [S^2-] > 6,8.10^-24. Это означает, что сульфид марганца растворяется в соляной кислоте.

4. Аналогичным образом проводили расчет при оценке возможности растворения сульфида марганца в уксусной кислоте. При этом, однако, учитываем, что это слабый электролит (a = 1,3%).

[H⁺] = Cкисл.. a = 0,1. 0,013 = 1,3.10^-3 моль/л

[H⁺]²[S²] = (1,3.10^-3)².3,7.10^-10 = 6,25.10^-16

Таким образом, [H⁺]²[S^2-] > 6,8.10^-24

Это означает, что сульфид марганца растворяется и в уксусной кислоте.

Ответ: MnS растворяется в соляной и уксусной кислоте.

Пример 7. Образуется ли осадок сульфида марганца (II) при сливании равных объемов растворов нитрата марганца (II) и сульфида калия c одинаковой концентрацией 0,01 моль/ л.

C (K₂S) = 0,01 моль/ л

ПР (MnS) = 2,5 ·10^-13

Решение.

1. При сливании растворов происходит реакция:

Mn(NO₃)₂ + K₂S = MnS¯ + 2KNO₃;

Mn²⁺ + S^2- = MnS¯.

2. Известно, что если произведение концентраций ионов марганца (II) и сульфид-ионов превышает значение произведения растворимости сульфида марганца (II), то происходит образование осадка:

С (Mn²⁺) [С (S^2-)]² > ПР (MnS); ПР (MnS) = 2,5 ·10^-13.

3. До сливания растворов солей (сильных электролитов)

C [Mn(NO₃)₂] = C (Mn²⁺) = 0,01 моль/л, C (K₂S) = C (S^2-) = 0,01 моль/ л.

После сливания равных объемов растворов солей концентрации ионов снижаются в 2 раза: C (Mn²⁺) = 0,005 моль/ л, C (S^2-) = 0,005 моль/л.

4. Рассчитаем произведение концентраций ионов:

C (Mn²⁺) · C (S^2-) = 5 ·10^-3 · 5· 10^-3 = 2,5 ·10^-5 > 2,5 ·10^-13,

следовательно, С (Mn²⁺) [С (S^2-)]² > ПР (MnS) осадок сульфида марганца (II) при сливании указанных растворов солей образуется.

Ответ. При сливании растворов солей осадок сульфида марганца (II) образуется.

Пример 8. Вычислите растворимость сульфида марганца (II) в воде и в водном растворе, содержащем 0,1 моль/ л сульфид-ионов.

ПР (MnS) = 2,5 ·10^-13.

ПР (MnS) = 2,5 ·10^-13

Решение.

1. В воде сульфид марганца (II) частично растворяется и диссоциирует:

MnS Mn²⁺ + S^2-.

2. Обозначим через s – растворимость сульфида марганца (II), тогда в его насыщенном растворе

[Mn²⁺] = [S^2-] = s и ПР (MnS) = [Mn²⁺] [S^2-] = s · s = s²,

s = Ö ПР (MnS), s = Ö 2,5 · 10^-13 = 5 ·10^-7 моль/ л,

следовательно, в растворе сульфида марганца (II) концентрация катионов марганца (II) и сульфид-ионов равны растворимости сульфида марганца (II) - 5 · 10^-7 моль/ л.

3. Введение в раствор сульфид-ионов концентрацией 0,1 моль/л, значительно превышающей концентрацию сульфид-ионов, которая образуется при диссоциации сульфида марганца (II) (5 ·10^-7 моль/ л), позволяет последней пренебречь и считать концентрацию 0,1 моль/ л общей:

[Mn²⁺] = ПР (MnS) / [S^2-] = (2,5 · 10^-13)/ 0,1 = 2,5 · 10^-12 моль/ л;

[Mn²⁺] = s (MnS) = 2,5 ·10^-12 моль/ л.

Таким образом, введение одноименных сульфид-ионов в раствор снижает растворимость сульфида марганца (II) ~ в 10⁵ раз.

 

Ответ. Растворимость сульфида марганца (II) в воде равна 5 · 10^-7 моль/ л, в водном растворе, содержащем сульфид-ионы, - 2,5 · 10^-12 моль/ л.