Ecuația care descrie echilibrul dintre carbonatul de calciu solid și ionii săi solvați este:
CaCO3(s) ⇌ Ca2+(aq) + CO32−(aq) Ksp = [Ca2+][CO32−] = 8,7×10−9
Este important să se înțeleagă că acest echilibru se stabilește în orice soluție apoasă care conține ioni de Ca2+ și CO32–, nu doar într-o soluție formată prin saturarea apei cu carbonat de calciu. Luați în considerare, de exemplu, amestecarea soluțiilor apoase ale compușilor solubili carbonat de sodiu și nitrat de calciu. Dacă concentrațiile de ioni de calciu și carbonat din amestec nu produc un coeficient de reacție, Qsp, care să depășească produsul de solubilitate, Ksp, atunci nu va avea loc precipitarea. Dacă concentrațiile de ioni produc un coeficient de reacție mai mare decât produsul de solubilitate, atunci va avea loc precipitarea, scăzând aceste concentrații până când se stabilește echilibrul (Qsp = Ksp). Compararea dintre Qsp și Ksp pentru a prezice precipitarea este un exemplu al abordării generale pentru prezicerea direcției unei reacții introduse pentru prima dată în capitolul despre echilibru. Pentru cazul specific al echilibrelor de solubilitate:
Qsp < Ksp: reacția are loc în direcția înainte (soluția nu este saturată; nu se observă precipitare)
Qsp > Ksp: reacția are loc în direcția inversă (soluția este suprasaturată; va avea loc precipitarea)
Această strategie predictivă și calculele aferente sunt demonstrate în următoarele câteva exerciții exemplificative.
| EXEMPLUL 15.7
Precipitarea Mg(OH)2 Primul pas în prepararea magneziului metalic este precipitarea Mg(OH)2 din apa de mare prin adăugarea de var, Ca(OH)2, o sursă ieftină și ușor accesibilă de ion OH–:
Mg(OH)2(s) ⇌ Mg2+(aq) + 2OH−(aq) Ksp = 8,9×10−12
Concentrația de Mg2+(aq) în apa de mare este de 0,0537 M. Va precipita Mg(OH)2 când se adaugă suficient Ca(OH)2 pentru a da un [OH–] de 0.0010 M? Soluție Calculul cotientului de reacție în aceste condiții este prezentat aici:
Q = [Mg2+][OH−]2 = (0,0537)(0,0010)2 = 5,4×10−8
Deoarece Q este mai mare decât Ksp (Q = 5,4 × 10–8 este mai mare decât Ksp = 8,9 × 10–12), reacția inversă va avea loc, precipitând hidroxid de magneziu până când concentrațiile de ioni dizolvați au fost suficient reduse, astfel încât Qsp = Ksp. EXERCIȚIU Prezice dacă CaHPO4 va precipita dintr-o soluție cu [Ca2+] = 0,0001 M și [HPO42−] = 0,001 M. Răspuns: Nu există precipitare de CaHPO4; Q = 1 × 10–7, care este mai mic decât Ksp (7 × 10–7) |
| EXEMPLUL 15.8
Precipitarea AgCl Precipită clorura de argint atunci când se amestecă volume egale dintr-o soluție 2,0 × 10–4-M de AgNO3 și o soluție 2,0 × 10–4-M de NaCl? Soluție Ecuația pentru echilibrul dintre clorura de argint solidă, ionul de argint și ionul de clorură este: AgCl(s) ⇌ Ag+(aq) + Cl−(aq) Produsul de solubilitate este 1,6 × 10–10 (vezi Anexa J). AgCl va precipita dacă cotientul de reacție calculat din concentrațiile din amestecul de AgNO3 și NaCl este mai mare decât Ksp. Deoarece volumul se dublează atunci când se amestecă volume egale de soluții de AgNO3 și NaCl, fiecare concentrație este redusă la jumătate din valoarea sa inițială. 12(2,0 × 10−4) M = 1,0 × 10−4 M Cotientul de reacție, Q, este mai mare decât Ksp pentru AgCl, deci se formează o soluție suprasaturată: Q = [Ag+][Cl−] = (1,0 × 10−4)(1,0 × 10−4) = 1,0 × 10−8 > Ksp AgCl va precipita din amestec până când se stabilește echilibrul de dizolvare, cu Q egal cu Ksp. EXERCIȚIU Va precipita KClO4 când se adaugă 20 mL dintr-o soluție 0,050-M de K+ la 80 mL dintr-o soluție 0,50-M de ClO4−? (Indiciu: Folosiți ecuația de diluție pentru a calcula concentrațiile de ioni de potasiu și perclorat din amestec.) Răspuns: Nu, Q = 4,0 × 10–3, care este mai mic decât Ksp = 1,05 × 10–2 |
| EXEMPLUL 15.9
Precipitarea oxalatului de calciu Sângele nu se va coagula dacă ionii de calciu sunt eliminați din plasma sa. Unele tuburi de recoltare a sângelui conțin săruri ale ionului oxalat, C2O42−, în acest scop (Figura 15.5). La concentrații suficient de mari, ionii de calciu și oxalat formează un solid, CaC2O4·H2O (monohidrat de oxalat de calciu). Concentrația de Ca2+ într-o probă de ser sanguin este de 2,2 × 10–3 M. Ce concentrație de ion C2O42− trebuie stabilită înainte ca CaC2O4·H2O să înceapă să precipite?  Figura 15.5 În sânge se pot adăuga anticoagulante care se vor combina cu ionii de Ca2+ din serul sanguin și vor împiedica coagularea sângelui. Soluție Expresia de echilibru este: CaC2O4(s) ⇌ Ca2+(aq) + C2O42−(aq) Pentru această reacție: Ksp = [Ca2+][C2O42−] = 1,96 × 10−9 (vezi Anexa J) Înlocuiți concentrația de ioni de calciu furnizată în expresia produsului de solubilitate și calculați concentrația de oxalat: Q = Ksp = [Ca2+][C2O42−] = 1,96 × 10−9 (2,2 × 10−3)[C2O42−] = 1,96 × 10−9 [C2O42−] = 1,96 × 10−9/2,2 × 10−3 = 8,9 × 10−7 MO concentrație de [C2O42−] = 8,9 × 10–7 M este necesară pentru a iniția precipitarea CaC2O4 în aceste condiții. EXERCIȚIU Dacă o soluție conține 0,0020 moli de CrO42− per litru, ce concentrație de ion Ag+ trebuie atinsă prin adăugarea de AgNO3 solid înainte ca Ag2CrO4 să înceapă să precipite? Neglijează orice creștere de volum la adăugarea azotatului de argint solid. Răspuns: 6,7 × 10–5 M |
| EXEMPLUL 15.10
Concentrații după precipitare Hainele spălate în apă cu o concentrație de mangan [Mn2+(aq)] care depășește 0,1 mg/L (1,8 × 10–6 M) pot fi pătate de mangan la oxidare, dar cantitatea de Mn2+ din apă poate fi redusă prin adăugarea unei baze pentru a precipita Mn(OH)2. Ce pH este necesar pentru a menține [Mn2+] egal cu 1,8 × 10–6 M? Soluție Dizolvarea Mn(OH)2 este descrisă de ecuația: Mn(OH)2(s) ⇌ Mn2+(aq) + 2OH−(aq) Ksp = 2×10−13 La echilibru: Ksp = [Mn2+][OH−]2 sau (1,8 × 10−6)[OH−]2 = 2 × 10−13 deci [OH−] = 3,3 × 10−4 MCalculați pH-ul din pOH: pOH = −log[OH−] = −log(3,3 × 10−4) = 3,48 pH = 14,00 – pOH = 14,00 − 3,48 = 10,52 (rezultatul final rotunjit la o cifră semnificativă, limitat de certitudinea Ksp) EXERCIȚIU Primul pas în prepararea magneziului metalic este precipitarea Mg(OH)2 din apa de mare prin adăugarea de Ca(OH)2. Concentrația de Mg2+(aq) în apa de mare este de 5,37 × 10–2 M. Calculați pH-ul la care [Mg2+] scade la 1,0 × 10–5 M Răspuns: 10,97 |
În soluțiile care conțin doi sau mai mulți ioni care pot forma compuși insolubili cu același contraion, se poate utiliza o strategie experimentală numită precipitare selectivă pentru a îndepărta ionii individuali din soluție. Prin creșterea concentrației contraionului într-un mod controlat, ionii din soluție pot fi precipitați individual, presupunând că solubilitățile compusului lor sunt suficient de diferite. În soluțiile cu concentrații egale de ioni țintă, ionul care formează compusul cel mai puțin solubil va precipita primul (la cea mai mică concentrație de contraion), ceilalți ioni precipitând ulterior pe măsură ce se ating solubilitățile compusului lor.
Sursa: Chemistry 2e, by OpenStax, access for free at https://openstax.org. ©2020 Rice University, licența CC BY 4.0. Traducere și adaptare: Nicolae Sfetcu, © 2024 MultiMedia Publishing
Fizica fenomenologică – Compendiu – Volumul 2
Descoperă universul fizicii printr-o perspectivă fenomenologică captivantă!
Fizica fenomenologică – Compendiu – Volumul 1
O explorare cuprinzătoare a fizicii, combinând perspective teoretice cu fenomene din lumea reală.
Știința – Filosofia științei
Adăugați această lucrare remarcabilă în biblioteca dvs. și faceți un pas înainte spre o înțelegere mai profundă a lumii în care trăim.
Descoperă mai multe la MultiMedia
Abonează-te ca să primești ultimele articole prin email.
Lasă un răspuns