Фактори, що впливають на розчинність осадів

 

Вплив дисоціації сполук

Для розчинення якого-небудь осаду необхідно звязувати один з іонів, що переходять у розчин, таким іншим іоном, який би утворював з ним сполуку, що малодисоціює.

Вплив кислотності

Малорозчинні солі слабких кислот розчиняються у сильних кислотах, тому що при цьому гідроген-іони зв’язують аніони солей у малодисоційовані молекули слабких кислот.

Кислі солі деяких слабких кислот розчиняються не тільки в сильних кислотах, але й у лугах.

Вплив комплексоутворення

Деякі осади солей розчиняються з утворенням міцних комплексних іонів. Наприклад, аргентум хлорид легко розчиняється у розчині амоніаку, тому що аргентум-катіони зв’язуються з молекулами амоніаку у комплексі катіони:

AgCl+2NH₃®[Ag(NH₃)₂]Cl.

Використання осадження для розділення та визначення різних сполук

1. Реакції осадження використовують у ході систематичного аналізу суміші катіонів шести аналітичних груп для відділення однієї групи від іншої. Наприклад, для відділення катіонів першої анаіличної групи застосовують реакцію взаємодії аргентум(І)-, плюмбум(ІІ)-, меркурі(І)-катіонів з хлоридною кислотою:

AgNO₃+HCl®AgCl¯+HNO₃,

PbNO₃+2HCl®PbCl₂¯+2HNO₃,

Hg₂(NO₃)₂+2HCl®Hg₂Cl₂¯+2HNO₃.

Розведена сульфатна кислота може бути груповим реактивом на катіони другої аналітичної групи: іон SO₄^2- утворює з катіонами Ba²⁺, Sr²⁺, Ca²⁺ білі осади:

BaCl₂+Na₂SO₄®BaSO₄¯+NaCl,

CaCl₂+Na₂SO₄®CaSO₄¯+2NaCl,

SrCl₂+Na₂SO₄®SrSO₄¯+2NaCl.

2. Реакції осадження широко використовуються для визначення окремих іонів.

Наприклад, їдкі луги KOH, NaOH і амоніак NH₃ утворюють з Fe(III)-катіоном червоно-бурий осад ферум(III) гідроксиду:

FeCl₃+3NaOH®Fe(OH)₃¯+3NaCl.

Дигідроген сульфід, динатрій сульфід утворюють з купрум(2+)- іонами чорний осад купрум(II) сульфіду, який не розчиняється у розведених хлоридній та сульфатній кислотах, але розчиняється за умови нагрівання в 2 н. розчині нітратної кислоти:

CuSO₄+Na₂S→CuS↓+(NH₄)₂SO₄,

3CuS↓+8HNO₃→3Cu(NO₃)₂+3S+4H₂O+2NO.

Аргентум нітратутворює з іодид-іономжовтий осад аргентум іодиду, який не розчиняється в нітратній кислоті і в розчині амоніаку (цим він відрізняється від хлоридів і бромідів, а розчиняється в динатрій триоксотіосульфаті і калій ціаніді:

KI+AgNO₃®AgI↓+KNO₃.

 

Література: [3] т.1, с.192-203; [6] с.219-288

 

РІВНОВАГА У РОЗЧИНАХ КООРДИНАЦІЙНИХ

(КОМПЛЕКСНИХ) СПОЛУК

Лекція №10 (2 години)

 

План

1. Загальна характеристика комплексних сполук.

2. Класифікація та номенклатура комплексних сполук.

3. Дисоціація та стійкість комплексів у розчинах.

4. Застосування комплексних сполук у хімічному аналізі.

 

Загальна характеристика комплексних сполук

Іони деяких елементів здатні приєднувати до себе йони чи молекули й утворювати більш складні комплексні йони. Під час зв’язування останніх іонами протилежного знаку утворюються різні комплексні сполуки. Властивості та будову комплексних сполук пояснює координаційна теорія А. Вернера (1893 р.).

Основні положення теорії А. Вернера:

· У молекулі будь-якої комплексної сполуки один з іонів (звичайно, позитивно заряджений) займає центральне місце та називається комплексоутворювачем чи центральним іоном.

· Навколо нього розташовуються протилежно заряджені іони, які називають лігандами. Комплексоутворювач і ліганди утворюють внутрішню координаційну сферу.

· Інші іони знаходяться на більшій відстані від центрального іона й утворюють зовнішню координаційну сферу.

· Число лігандів, які оточують центральний іон, називають координаційним числом.

Внутрішня сфера зберігає стабільність під час розчинення, тому її границі показують квадратними дужками. Іони, які знаходяться у внутрішній сфері, у розчинах легко відщеплюються.

 

Класифікація та номенклатура комплексних сполук