Задача 2. Вычисление произведения растворимости

Вычислите ПР(AgCl), если известно, что 1л его насыщенного раствора при 20°С содержит 0.0016г AgCl.

Решение: чтобы вычислить ПР труднорастворимого электролита, нужно найти его растворимость (моль/л). Молярная масса М(AgCl)=143.3г/моль, следовательно, молярная концентрация AgCl равна: С(AgCl) = m(AgCl) = 0.0016 = 1.12·10^-5 моль/л

M·V_р-ра 143.3´1

Растворенная часть AgCl находится в растворе в виде ионов: AgCl_p ® Ag⁺_р + Cl^-_р

Из уравнения диссоциации видим, что 1 моль AgCl дает 1 моль ионов Ag⁺ и 1 моль ионов Cl^-, следовательно: [AgCl]_p = [Ag⁺] = [Cl^-] = 1.12·10^-5 моль/л, а произведение концентраций ионов в насыщенном растворе и есть произведение растворимости, т.е. ПР(AgCl) = [Ag⁺]·[Cl^-] = 1.12·10^-5 ´ 1.12·10^-5 = 1.12·10^-10

Задача 3 Вычисление растворимости по величине произведения растворимости

Произведение растворимости BaSO₄ при 25°С равно 1.1·10^-10. Вычислите его растворимость при той же температуре (в г/л).

Решение: обозначим растворимость BaSO₄ (моль/л) через х. Но весь растворенный BaSO₄ находится в виде ионов, и каждая молекула дает при диссоциации 1 ион Ва²⁺

и 1 ион SO₄^2-: BaSO_{4 p} ® Ba²⁺ + SO₄^2-

x моль/л х моль/л х моль/л

[BaSO₄]_p = [Ba²⁺] = [SO₄^2-] = x; ПР(BaSO₄) = [Ba²⁺]·[SO₄^2-] = 1.1·10^-10

Подставляя в выражение ПР концентрации ионов, выраженные через х, получим:

х² = 1.1·10^-10, х = Ö1.1·10^-10 = 1.06·10^-5 (моль/л)

Следовательно, и [BaSO₄]_p = 1.06·10^-5 моль/л. Для перевода молярной концентрации BaSO₄ в г/л, воспользуемся формулой: m(BaSO₄) = n·M(BaSO₄) и получим: [BaSO₄]=1.06·10^-5·233 = 2.47·10^-3 г/л (где 233г/моль=М(BaSO₄)).

Задача 4. Образование осадка

Рассчитайте, выпадает ли осадок CaSO₄ при смешивании равных объемов 0.02М раствора CaCl₂ и 0.2М раствора Na₂SO₄. ПР(CaSO₄) = 6.3·10^-5

Решение: согласно общему принципу Ле Шателье, гетерогенное равновесие

A_mB_{n тв} mAⁿ⁺_р-р + nB^m-_р-р можно сместить влево в сторону осаждения, увеличив концентрацию ионов в растворе. И наоборот, равновесие сместится вправо, в сторону растворения осадка, при уменьшении концентрации ионов в растворе. Осадок труднорастворимого соединения при смешивании растворов двух электролитов может образоваться только в том случае, когда произведение концентраций встретившихся в растворе ионов(“ионное произведение”) превысит величину произведения растворимости.

При сливании равных объемов двух солей объем полученной смеси в 2 раза больше, чем объем каждого из взятых растворов, следовательно, и концентрация каждой из солей уменьшится в 2 раза. После смешения будем иметь: [CaCl₂]= 0.01моль/л; [Na₂SO₄]= = 0.1моль/л Считая, что соли полностью диссоциированы:

CaCl₂ ® Ca²⁺ + 2Cl^-; Na₂SO₄ ® 2Na⁺ + SO₄^2-

можем записать: [Ca²⁺] = 0.01моль/л; [SO₄^2-] = 0.1моль/л. Находим ионное произведение: [Ca²⁺]·[SO₄^2-] = 0.01 ´ 0.1 = 1·10^-3. Ионное произведение, как видим из расчетов, больше, чем ПР(CaSO₄), т.е. 1·10^-3 > 6.3·10^-5. Следовательно, осадок образуется.

Задача 5. Выпадает ли осадок CaCrO₄ при смешивании 10мл 0.1М раствора CaCl₂ и 5мл 0.05М раствора K₂CrO₄?

Решение: найдем концентрацию каждого из веществ после смешивания растворов. Для этого первоначальную концентрацию умножаем на степень разбавления данной соли: [CaCl₂] = = = 6.7·10^-3 моль/л

[K₂CrO₄] = = 1.7·10^-2 моль/л

Считая диссоциацию полной: CaCl₂ ® Ca²⁺ + 2Cl^-; K₂CrO₄ ® 2K⁺ + CrO₄^2-

можно записать: [Ca²⁺]=6.7·10^-3моль/л, [CrO₄^2-]=1.7·10^-2моль/л.

Найдем ионное произведение: [Ca²⁺]·[CrO₄^2-] = 6.7·10^-3 ´ 1.7·10^-2 = 1.14·10^-4.

Сравнивая ионное произведение с ПР(CaCrO₄), видим, что ионное произведение меньше, чем ПР(CaCrO₄): 1.14·10^-4 < 7.1·10^-4.

Делаем вывод: осадок выпасть не может, т.к. полученный после смешивания раствор будет ненасыщенным относительно хромата кальция.

Задача 6. Объясните, почему а) CaCO₃ растворяется в HСl, б) почему CaSO₄ в кислотах не растворяется?

Решение. Р астворение осадка. Чтобы растворить осадок, нужно каким-то образом уменьшить произведение концентраций ионов (“ионное произведение”) в растворе. Это можно сделать, связывая хотя бы один из ионов, посылаемых в раствор осадком, или в малодиссоцирующее соединение, или в комплексное соединение, или изменяя степень окисления данного иона, или другим путем.

Образование слабодиссоциирующего соединения.

а) в насыщенном растворе СаСО₃ устанавливается равновесие между твердой фазой СаСО_{3 тв} и ионами Са²⁺ и СО₃^2- : СаСО_{3 тв} Са²⁺_р + СО₃^2-_р (1)

Ионы водорода прибавленной кислоты HСl будут связывать карбонат-ионы (СО₃^2-) в слабодиссоциирующую угольную кислоту: СО₃^2- + 2Н⁺ Н₂СО₃ ®Н₂О+СО₂ (2),

в результате ионное произведение(произведение концентраций ионов Са²⁺ и СО₃^2-) станет меньше, чем ПР(СаСО₃). Это, в свою очередь, вызовет смещение равновесия (1) вправо, т.е. осадок СаСО₃ будет растворяться.

б) Сульфат кальция в кислотах не растворяется, т.к. эта соль образована сильной серной кислотой. Введенные с соляной кислотой ионы водорода не могут связать анионы SO₄^2- ; CaSO_{4 тв} Са²⁺_р + SO₄^2-_p ; HCl ® Cl^- + H⁺

Равновесие между твердой фазой CaSO₄ и ионами Са²⁺ и SO₄^2- нарушаться не будет, поэтому осадок не растворяется.

Вывод. Труднорастворимые в воде соли слабых кислот растворяются в сильных кислотах, а соли сильных кислот в кислотах не растворяются.

Задача 7. Объясните растворение PbI₂ в водном растворе KI.

Решение. Образование комплексного иона. Ион Pb²⁺, посылаемый в раствор осадком PbI₂, согласно уравнению: PbI_{2 тв} Pb²⁺_р + 2I^-_р (3),

связывается ионами иода в устойчивый комплексный ион [PbI₄]^2-, в результате концентрация ионов Pb²⁺ в растворе уменьшается, уменьшается и ионное произведение, что приводит к смещению равновесия (3) между твердой фазой PbI₂ и ионами вправо. Осадок PbI₂ растворяется.

Контрольные вопросы для самопроверки.

1. Какую систему называют гетерогенной? Какое равновесие называют гетерогенным?

2. Имеется гетерогенное равновесие: АВ А⁺ + В^-

осадок ионы в растворе

Как называются прямая и обратная реакции?

3. Какая постоянная величина характеризует состояние гетерогенного равновесия: твердая фаза ионы в растворе?

4. Дайте определение понятия “Константа(произведение) растворимости”.

5. Напишите математическое выражение ПР для следующих веществ:

AgCl, PbCl₂, CaSO₄, HgI₂, Ca₃(PO₄)₂.

6. Определите, какой сульфат менее растворим в воде при 25°С, если ПР имеют следующие значения: ПР(CaSO₄)= 6.1·10^-5; ПР(BaSO₄) = 1.1·10^-10

7. Для гетерогенного равновесия: AgCl_тв Ag⁺_р + Cl^-_р укажите, какому раствору (насыщенному, ненасыщенному, пересыщенному) соответствует каждый из трех случаев [Ag⁺]·[Cl^-] > ПР; [Ag⁺]·[Cl^-] < ПР; [Ag⁺]·[Cl^-] = ПР.

8. Как оценить, пользуясь правилом ПР, в каких случаях при сливании растворов осадок образуется, а в каких – нет?

9. Рассчитайте, выпадет ли осадок AgCl при сливании равных объемов: 0.02М раствора NaCl и 0.2М раствора AgNO₃, если ПР(AgCl) = 1.6·10^-10.

10. Каковы условия растворения осадков? Объясните, почему ВаСО₃ легко растворяется в HСl, а BaSO₄ не растворяется.

Тема: Окислительно-восстановительные процессы.

Содержание темы: Сопряжённые ОВ пары. Сравнительная сила окислителей и восстановителей. ОВ и электродные потенциалы. Механизм их возникновения, зависимость их от различных факторов. Уравнения Нернста-Петерса. Прогнозирование направления ОВ-процесса по величинам ОВ-потенциалов. Диффузный и мембранный потенциалы. Медико-биологическое значение ОВ-процессов.

Разделы, выносимые на самостоятельную проработку: Степень окисления и ее определение. Окислительно-восстановительные реакции. Процессы окисления и восстановления. Окислители и восстановители. Окислительно-восстановительная двойственность.

Домашнее задание для подготовки к занятию. СОХЖ с. 208-215, ЕОХ с. 131-139. Разберите примеры 1-6 из ГЗХ примеры 1, 2, 3, гл. VIII, 6.

Письменно выполните задания.

К занятию №1

1. Определите степени окисления выделенных элементов:

а) N H₃; б) Р₄ ; в) Cr ₂O₇^2-; г) S O₄^2-.

2. Среди перечисленных укажите а) восстановители, б) с окислительно-восстанови-тельной двойственностью, в) окислители:

Mn; Fe²⁺; ClO₃^-; NO₃^-; PbO₂; K₂MnO₄; NaJ.

3.Окисление или восстановление происходит при переходах:

а) SO₄^2- ® SO₃^2- б) NO₃^- ® NO в) JO₃^- ® J^- г) H₂O₂ ® H₂O?

4. Имеются две взаимодействующие ОВ-пары. Установите окислитель и восстановитель и составьте уравнение реакции в ионном виде:

a) H₂O₂ + 2H⁺ + 2e ® 2H₂O j₁⁰ = 1,78 В

Fe³⁺ + e ® Fe²⁺ j₂⁰ = 0,77 В

б) MnO₄^- + 8H⁺ + 5e ® Mn²⁺ + 4H₂O j₁⁰ = 1,51 B

O₂ + 2H⁺ + 2e ® H₂O₂ j₂⁰ = 0,68 B

5. Определите окислитель, восстановитель, направление ОВ реакции и расставьте коэффициенты:

а) HNO₃ + S ↔ NO + H₂SO₄ б) CuS + H₂O₂ + HCl ↔ CuCl₂ + S + H₂O

К занятию №2

1. Определите окислитель, восстановитель, направление ОВ реакции и расставьте коэффициенты:

а) NaBr + MnO₂ + H₂SO₄ ↔ Na₂SO₄ + MnSO₄ + Br₂ + H₂O

б) FeSO₄ + KClO₃ + H₂SO₄ ↔ KCl + Fe₂(SO₄)₃ + H₂O

2. Какой из окислителей: MnO₂, PbO₂, K₂Cr₂O₇ - является наиболее эффективным по отношению к HCl при получении Cl₂?

3. Можно ли использовать KMnO₄ в кислой среде в качестве окислителя в следующих процессах при стандартных условиях:

а) HNO₂ + H₂O - 2e = NO₃^- + 3H⁺; б) 2H₂O - 2e = H₂O₂ + 2H⁺; в) H₂S - 2e = S + 2H⁺

4. Можно ли при стандартных условиях окислить хлорид водорода до Cl₂ с помощью серной кислоты? Ответ подтвердите расчетом DG°₂₉₈.

Разберите ситуационные задачи № 16, 17, 28.

Факультативно. Решите задачи ГХЗ, 1987 №608, 609,610,611,674,677.

Дата добавления: 2015-09-06