Ионные равновесия бария и меди в азотнокислых растворах

Тип работы:
Реферат
Предмет:
Химия


Узнать стоимость

Детальная информация о работе

Выдержка из работы

www. rae. ru
Научный журнал & quot-Современные наукоемкие технологии& quot-
УДК 621. 039. 35:543. 183. 12
ИОННЫЕ РАВНОВЕСИЯ БАРИЯ И МЕДИ В АЗОТНОКИСЛЫХ РАСТВОРАХ Пимнева Л. А., Нестерова Е. Л.
Тюменский государственный архитектурно-строительный университет, Тюмень Подробная информация об авторах размещена на сайте «Ученые России» — http: //www. famous-scientists. ru
Изучено состояние ионного равновесия ионов меди и бария в азотнокислых растворах. На основании констант устойчивости нитратных и гид-роксокомплексов рассчитаны доли комплексных ионов в растворах в зависимости от концентрации нитрат ионов.
Карбоксильные катиониты обладают комплексообразующими свойствами и большим сродством к ионам тяжелых металлов. В зависимости от условий сорбции функциональные группы ионитов образуют прочные координационные соединения различного строения. Значительное влияние на структуру координационных соединений оказывают процессы комплексо-образования в растворе. В связи с этим представляет теоретический и практический интерес изучение влияния процессов комплексообразования в растворах, содержащих в качестве лигандов нитрат-ион.
Настоящая работа посвящена рассмотрению вопросов ионного равновесия в азотнокислых растворах для двухзарядных
ионов металлов. Ионы металлов с различными комплексообразующими лигандами образуют комплексы разного состава, структуры и устойчивости. Для рассмотрения механизма сорбции на катионитах важно знать, какого типа комплекс образуется в растворе в тех или иных условиях и насколько этот комплекс будет устойчивым.
Для большинства двухвалентных элементов характерно образование довольно устойчивых комплексных соединений с нитрат-ионами. Константы устойчивости азотнокислых комплексных соединений по данным [1, 2] представлены в табл. 1.
Таблица 1. Константы устойчивости нитратных комплексов двухвалентных элементов
Элемент Значения ^ Куст для комплекса
МеШ* Ме№)2 Ме (Ш3)3- МеОН+
Барий 0,92 — - 6
Медь — - -3,33 0,7
В водных растворах свободные катионы металлов практически не существуют вследствие сильной гидратации. Растворы солей данных ионов имеют кислую реакцию, что объясняется гидролизом этих металлов. Присутствие нитрат ионов способствует замещению гидроксильных
1. Процесс гидратации.
групп в координационной сфере гидратированных форм на нитрат-ионы с образованием нитратных комплексных ионов. На ионное равновесие влияет рН и концентрация азотной кислоты.
Схема ионного равновесия включает следующие процессы:
[Ме (Н2О)п]т* + НО ® [Ме (Н20)п-,(0Н)]'-т-'& gt-* + И, 0*
[Мет (ОН) ]т -п
в = ь------V--------- (1)
п [Мет * ] • [ОН-]п
В большинстве случаев, когда в растворе находятся ионы металлов с зарядом & gt-2, процесс осложнен образованием полиядерных комплексов.
р[Ме (Н20)п-. ОНГ-1'-* ® [Мер (0Н)р (Н20)р (п-2)]р*т-'& gt-* * рН20
Доля полиядерных комплексов повышается при увеличении концентрации ионов металла, времени гидролиза и температуры.
2. Процесс замещения гидроксид ионов во внутренней координационной сфере на нитрат-ион с образованием смешанных гидроксонитратных комплексных ионов:
[Мет (0Н)пГ-п * р[Ш3-]® [Ме (0Н)п-р (К0 3) р]т-п * р[0Н-]-
[Мет (0Н)п-р (к03)р]т-, п *р)
в =-------------------------------- (2)
[Мет* ] • [0Н- ]п-р • [К0-]р
3. Процесс дальнейшего замещения гидроксид ионов с образованием чисто нитратных ионов.
[Мет (0Н)п-р (М03)р]т-п *(п-р)[К0-]®[Ме (К03)п]т-п *(п-р)[0Н-]
4. Процесс образования более высококоординированных нитратных комплексных ионов.
[Ме (КОз)пГ-п + к[КО-] ®[Ме (КОз)п+к^-р
в _ [Ме (К0з)п+к]т-п-к (3)
^^1 1, (3)
к [Мет + ] • [КО-]п+к
где в к — константа устойчивости соответствующего комплексного иона.
Исходя из выражений (1) — (3) концентрации комплексных ионов металлов в растворе будут следующими:
[Мет (0Н)т-п] _в п • [Мет + ] • [ОН- ]& quot- - (4)
[Мет (ОН)к (N03)т -(к+ё)] _ в к, а • [Мет + ] • [ОН- ]к • [КОз- ]а- (5)
[Мет (Ш3)т-р]_вр • [Мет+ ] • [КО-]р. (6)
Содержание того или иного ком- конкретного иона (рт _ [МеАт]/СМе. В
плексного иона в растворе (доля) зависит —
, тт растворе будут находиться в равновесии
от нескольких факторов: рН, концентра- ,
^ концентрации всех форм металла: несвя-
ции нитрат-ионов, констант устойчивости
г 1/^1
образующихся ионов. При заданных кон- занного в комплекс металла уме ], гидро-
центрациях гидроксид- и нитрат-ионов лизованных ионов, смешанных гидроксо-
можно рассчитать мольную долю каждого нитратных и нитратных ионов металла:
Xвп • [Мет*] • [0Н- ]п —
п=1
IIвм • [Мет*]• [0Н-]к • [N03]а-
N2 N3
к=1 а=1
Iвр • [Мет*] • [N0-Г
(7)
(8) (9)
р=1
Таким образом, общая концентрация металла в растворе (СМе) будет выражается уравнением:
СМе =[Мет* ] •
N4
1 *1 рп • [ОН-]п *11 • [ОН-]к • [N03-Г *1Рр • [N03& quot-]
р=1
к=1 d=1
) — ]р
(10)
Равновесие в растворе будет определяться в соответствии с мольными долями существующих комплексных ионов:
1
[Мет * ]
N4
(11)
1 *1 вп[0Н-]п *Цв" • [0Н-]к • [N0-]а *1 вр • [N0-]
р=1
к=1 а=1
— ]р
9[
в п[0Н- ]п
N2 N4
N4
[Мет+ (0Н: п]т-п N1
1 *1вп[0Н-]п *11вк, а • [0Н-]к • [N0-]а *Хвр • [N0-]р
— (12)
-ш. ----j ^^-к, а ¦ ?_,-р
п=1 к=1 а=1 р=1
вМ[0Н]к • [N0-]а
N4
[Ме°* (0Щ (^N€ 3 ]т-(к*а) К!
1 *1вп[0Н-]п *Х1вк, а • [0Н-]к • [Щ]а *1вр[Щ]р
(13)
п ь J к, а ь J I. ^ р I
п=1 к=1 а=1 р=1
вр • [N0-]р
N1
N2 N3
¦- (14)
1 *1вп[0Н-]п *11 В ы • [0Н-]к • [N0-]а *1вр • [N0-]
к=1 а=1
р=1
Общая концентрация лиганда (Ст-) для систем, содержащих HN0-, будет опре-
деляться соответственно уравнением:
/ N2 N3
СМ0: = № ]
N4
V
к=1 а=1
1 *11 в к, а [0Н — ]к • [N0-]а *1 в р[Ш- ]
р=1
3- р
(15)
Из приведенных уравнений следует, растворе, содержащем любые концентра-
что мольные доли свободного металла и ции комплексообразующего реагента.
различных комплексов при заданных об-
Распределение ионов рассчитывали с
щих константах устойчивости зависят использованием констант устойчивости
только от концентрации свободного ли- нитратных и гидроксокомплексов, приве-
ганда. При известных константах устойчи- денных в табл. 1. Диаграммы распределе-
вости эти уравнения позволяют рассчитать ния форм ионов металлов от логарифма
процентное соотношение различных со- равновесной концентрации нитратных — и
единений (иона металла и комплексов) в гидроксид- ионов представлены на рис. 1.
п=1
п=1
р
р
п=1
А А
100 — 2 100 & gt-
во/ 80 —
V/ - со —
Дв — 40 —
20 V 20 —
1е[Н№: >-}]
Рис. 1. Диаграмма равновесного распределения нитратных комплексных ионов и гидроксокомплексов бария (а) и меди (б) в растворах азотной кислоты.
1 — Ме2 ± 2 — МеК0±3 — Ме (К03)3--4 — МеОН+
Распределение ионов двухвалентных ионов металлов в растворах
НШ3 — Н20
зованием ЭВМ, представлены в табл. 2.
Ме (К03)2 — Н1Ч03 — н2о, рассчитанное по приведенным зависимостям с исполь-
Таблица 2. Распределение ионов двухвалентных металлов в Ме (К03)2 -НК03 -Н20 в растворах
Ион Доля ионов (%), при концентрации НЫ03, моль/дм3
0 0,1 0,3 0,5 1,0
Ва2+ 99,99 54. 59 28. 61 19,38 10. 73
ВаЩ+ 0 45. 41 71. 39 80,62 89. 27
ВаОН+ 0 0 0 0 0
Си2+ 1 1 99. 99 99. 98 99. 95
Сиыо- 0,05 8,89 20,97 28,29 37,81
Си (ЖО3) — 0 0 0. 001 0. 006 0. 047
СиОН+ 0 0 0 0 0
Как видно из полученных результатов двухзарядные ионы металлов в растворе находятся в виде свободных катионов и мононитратных комплексов. С увеличением концентрации НЫ03 в растворе доля
ионов Ме 2+ постепенно уменьшается, а доля нитратных комплексов повышается.
У катионов меди в растворе присутствуют как положительно, так и отрицательно заряженные комплексные ионы. С увеличением концентрации азотной кислоты в растворе увеличивается доля отрицательно заряженных ионов.
Ионное состояние металлов меди и бария в растворе позволяет определить условия сорбции того или иного элемента катионитом, а также предположить состав комплексных ионов в фазе последнего.
Выводы
1. На основании имеющихся литературных данных рассмотрены основные свойства простых и комплексных нитратных соединений элементов и их поведение в водных растворах. Предложены зависимости доли существующих ионов (ф) от ряда факторов.
2. С использованием зависимостей ф и значений равновесных концентраций рассчитаны диаграммы равновесного распределения комплексных ионов металлов.
СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ:
1. Лурье Ю. Ю. Справочник по аналитической химии. М.: Химия, 1979. 480с.
2. Ракитская Т. Л., Редько Т. Д., Волкова В. Я. // Вестник ОНУ, 2008. Т. 9, Вып.
3, с 98−106.
ION BALANCE OF BARIUM AND CUPRUM IN NITRIC ACID SOLUTIONS
Pimneva L.A., Nesterova Ye.L.
Tyumen state architectural university, Tyumen
Ion balance of copper, barium and yttrium ions on the nitric acid solution was researched. Relying on the stability constants of nitric acid and hydrogen complex a part of complex ions in the solution against concentration of nitric ion was calculated.

ПоказатьСвернуть
Заполнить форму текущей работой