Растворение осадков

В ходе анализа необходимо не только получить осадок, осадив определяемый компонент в виде малорастворимого соединения, но и вновь растворить его. Для растворения осадков необходимо, чтобы произведение концентраций ПК осадка стало меньше произведения растворимости (ПК< ПР). Достигнуть этого можно следующим образом.

1. Сильно разбавить раствор

Разбавляют до тех пор, пока концентрация осадка не станет равной его растворимости.

2. Связывание ионов осадка в слабо ионизирующее соединение, хорошо растворимое в воде. Например, гидроксид магния легко растворяется в кислотах вследствие связывания гидроксильных ионов с ионами водорода в очень слабо диссоциирующее соединение – воду.

Mg(OH)₂↓ + 2H⁺ ó Mg²⁺ + 2H₂O

Но ведь OH^–-ионы можно также связывать путем введения в раствор ионов аммония, причем образуется сравнительно мало диссоциированное соединение – гидроксид аммония:

Mg(OH)₂↓ + 2NH₄⁺ ó Mg²⁺ + 2NH₄OH

Т.е. гидроксид магния растворяется в солях аммония. Однако NH₄OH ионизирован гораздо сильнее, чем вода. Поэтому не происходит такого сильного понижения концентрации гидроксильных ионов в растворе, как при добавлении кислоты. Следовательно, растворяющее действие солей аммония значительно слабее действия кислот. В солях аммония растворяются только некоторые, наиболее растворимые основания (Mg(OH)₂, Mn(OH)₂). Наоборот, Fe(OH)₃, Cr(OH)₃, Al(OH)₃ не растворяются в солях аммония и в уксусной кислоте, а растворяются в сильных минеральных кислотах. Т.е. чем меньше константа диссоциации образующегося электролита, тем легче протекает растворение осадка.

Малорастворимые кислые соли растворяются и в кислотах, и в щелочах. Например, ион калия обнаруживают в растворах реакцией с гидротартратом натрия. Происходит реакция и выпадает белый кристаллический осадок:

K⁺ + HC₄H₄O₆^– ó KHC₄H₄O₆↓

Осадок выпадает только в нейтральной или слабощелочной среде (рН 4 –7) при достаточно большой концентрации K⁺ в растворе. И в щелочной, и в кислой среде осадок растворяется:

KHC₄H₄O₆↓ + H⁺ ó H₂C₄H₄O₆ + K⁺

KHC₄H₄O₆↓ + OH^– ó K⁺ + C₄H₄O₆^2– + H₂O (в уксусной кислоте не растворяется).

Малорастворимые соли слабых кислот растворяются в кислотах вследствие связывания аниона соли с Н⁺-ионами в недиссоциированные молекулы слабой кислоты:

ZnS↓ + H⁺ ó Zn²⁺ + HS^–

HS^– + H⁺ ó H₂S

3. Протекание реакций комплексообразования

Например:

AgCl↓ + 2NH₃ ó [Ag(NH₃)₂]Cl

В то же время аммиак не растворяет менее растворимые галогениды серебра AgBr и AgI.

Свежеосажденный фторид кальция не растворим в кислотах, но растворим в солях алюминия вследствие образования прочных фторидных комплексов:

CaF₂↓ + Al³⁺ ó [AlF₂]⁺ + Ca²⁺

Фторид кальция растворим также в ЭДТА вследствие образования комплексоната кальция:

CaF₂↓ + H₂Y^2– ó [CaY]^2– + 2H⁺ + 2F^–

4. Протекание реакций окисления-восстановления

Сульфиды IV группы не растворяются в соляной кислоте, но растворяются в кислоте-окислителе – азотной кислоте:

3CuS↓ + 8HNO₃ ó 3Cu(NO₃)₂ + 3S + 2NO +4H₂O

5. Комбинированное растворение

Когда осадок не растворяется ни в одном из приведенных случаев, применяют комбинированное растворение, в котором сочетают несколько факторов, способствующих растворению – окисление-восстановление, образование малодиссоциирующих соединений и др.

Например, HgS не растворим в кислотах, но хорошо растворяется в смеси KI + HCl;

HgS↓ + 4KI + 2HCl ó K₂[HgI₄] + H₂S + 2KCl

6. Превращение одних малорастворимых соединений в другие

При осаждении сульфатов катионов III аналитической группы возникают трудности с растворением осадка, т.к. сульфат бария не растворим в кислотах. Для решения этой проблемы сульфаты бария, стронция и кальция вначале переводят в карбонаты обработкой насыщенным раствором карбоната натрия:

BaSO₄↓ + CO₃^2– ó BaCO₃↓ + SO₄^2–

Карбонаты легко растворяются в кислотах. Константа равновесия этой реакции

Домножим и разделим это выражение на одну и ту же величину – равновесную концентрацию ионов бария

Из значения константы равновесия следует, что обработку карбонатом натрия следует проводить несколько раз при кипячении, удаляя каждый раз надосадочную жидкость. Это позволит сдвинуть равновесие реакции вправо.