Сборник задач к курсу «Физическая химия»

Скачать 2.11 Mb.

Название	Сборник задач к курсу «Физическая химия»
страница	9/17
Тип	Сборник задач

filling-form.ru > Туризм > Сборник задач

1 ... 5 6 7 8 9 10 11 12 ... 17

Равновесие между труднорастворимым соединением

и его ионами в растворе
Растворимость – концентрация насыщенного раствора (L моль/л). Растворимость солей в воде определяется:

Энергией кристаллической решётки, т.е. кулоновским притяжением ионов, т.к. соли, как правило, имеют ионную кристаллическую решётку. Для разрушения кристаллической решётки требуется затратить энергию.
Энергией гидратации ионов: при переходе в раствор ионы гидратируются полярными молекулами Н₂О. Если энергия гидратации больше энергии кристаллической решётки, то при растворении соли в воде энергия выделяется.

Для плохо растворимых соединений существуют равновесия:

AgCl(тв.) = Ag⁺ + Cl^-

Fe(OH)₂(тв.) = Fe²⁺ + 2 OH^-

Константа таких равновесий, включающих плохо растворимое соединение и его ионы в растворе, называется произведением растворимости.

Произведением растворимости (К_L) – произведение концентраций ионов в насыщенном растворе плохо растворимого соединения в степенях, соответствующих стехиометрическим коэффициентам.

Выражения K_L не включают фазу постоянного состава: К_L = [Ag⁺]∙[Cl^-];

K_L = [Fe²⁺]∙[OH^-]²; К_L при 298 К – справочные величины.

Значения K_L можно вычислить:

из данных по растворимости соединения;
из термодинамических данных, как любую константу равновесия.

Пример 10: Известно, что растворимость Fe(OH)₂ L = 7,7∙10^-6моль/л. Вычислить K_L.

Решение: Равновесие в растворе: Fe(OH)₂(тв.) = Fe²⁺ + 2 OH^-.

Из 1 моля Fe(OH)₂ образуется 1 моль Fe²⁺ и 2 моля OH^-, следовательно,

[Fe²⁺] = L = 7,7∙10^-6моль/л; [OH^-] = 2 L = 1,54∙10^-5 моль/л;

K_L = [Fe²⁺]∙[OH^-]²; K_L= 7,7∙10^-6∙(1,54∙10^-5)² = 1,8∙10^-15
Пример 11: Вычислить K_L(AgCl) из термодинамических данных.

Решение:

AgCl(тв.) = Ag⁺ + Cl^-

∆G^o_f_,298 - 109,54 +77,10 - 131,29 кДж/моль

(справочные

данные)

∆_rG^o₂₉₈ = - 131,29 + 77,10 (-109,54) = 55,35 кДж .

Т.к. ∆_rG^o₂₉₈ > 0, процесс практически не идёт. Рассчитаем константу этого равновесия:

К₂₉₈ = exp(- ∆_rG^o₂₉₈/RT); K₂₉₈ = K_L(AgCl);

K_L = e^{- 55350/8,31∙298} ≈ 2,0∙10^-10.

Пример 12: Вычислить растворимость Ag₂S, если известно, что K_L(Ag₂S) ≈ 10^-51.

Решение: Равновесие в водном растворе: Ag₂S(тв.) = 2 Ag⁺ + S^2-;

[Ag⁺] = 2 L; [S^2-] = L; K_L = (2L)²∙L = 4L³; L = = 0,63∙10^-14моль/л.
Влияние одноимённых ионов на растворимость плохо растворимых соединений
Пример 13: Найти растворимость AgCl: а) в воде; б)в 0,1 М KCl.

K_L(AgCl) ≈ 10^-10.

Решение: Равновесие в водном растворе: AgCl(тв.) = Ag⁺ + Cl^-

а) Растворимость AgCl в воде: L(AgCl) = [Ag⁺] = [Cl^-];

L(AgCl) = = 10^-5моль/л.

б) При добавлении в эту систему растворимой соли KCl с одноимённым ионом равновесие сместится в сторону реагентов, т.е. L(AgCl) в 0,1 М KCl уменьшится (L′):

L′ = [Ag⁺]; [Cl^-] = 0,1 + L′, причём L′ < 10^-5, значит можно считать

[Cl^-] ≈ 0,1 моль/л;

K_L = 10^-10 = L′0,1; L^′ = [Ag⁺] = 10^-9 моль/л.
Влияние рН на растворимость плохо растворимых гидроксидов и солей слабых кислот

Рассмотрим общее условие осаждения или растворения плохо растворимых соединений.

Для процесса: М_хА_y(тв.) = х М^y⁺ + y A^x^- уравнение изотермы химической реакции ∆_rG = RTln(П_с/К_L).

Произведение реакции П_с = СM^y⁺∙CA^x^-, причём СM^y⁺ и CA^x^- – неравновесные концентрации.

1) Если П_с < K_L, то ∆_rG < 0, т.е. самопроизвольным является прямой процесс – растворение осадка.

2) Если П_с > K_L, то ∆_rG < 0 для обратного процесса – осаждения.

Для гидроксидов: М(ОН)_y(тв.) = M^y⁺ + y OH^- условие осаждения: П_с > K_L; П_с = СM^y⁺∙С^yOH^-. Прологарифмируем условие осаждения:

lg СM^y⁺ + y lg СOH^- > lgK_L (1)

и ионное произведение воды K_w = [H⁺]∙[OH^-]:

lg K_w = lg[H⁺] + lg[OH^-]

или lg[OH^-] = lg K_w + рН (2)

из (1) и (2) найдём рН, при котором будет осаждаться М(ОН)_y:

рН > p K_w + 1/y lgK_L – 1/y lg СM^y⁺
Пример 14: При каком значении рН начнёт осаждаться Cr(OH)₃ из 10^-3М CrCl₃ при действии щелочей? K_L(Cr(OH)₃) ≈ 10^-30.

Решение: CrCl₃ - сильный электролит;

равновесие: Cr(OH)₃(тв.) = Cr³⁺ + 3 OH^-; K_L = [Cr³⁺]∙[OH^-]³

pH >14 – 1/3∙30 + 1; pH > 5 будет идти осаждение Cr(OH)₃, а при рН < 5 – растворение Cr(OH)₃.
Влияние рН на осаждение и растворение солей слабых кислот
Пример 15: При каком значении рН начнёт осаждаться FeS, если в 0,1 М FeCl₂ пропустить Н₂S(г.), концентрация которого в этом растворе составит С₀(Н₂S) = 10^-3 моль/л? K_L(FeS) = 5∙10^-18.

Решение: Равновесие: FeS(тв.) = Fe²⁺ + S^2-.

Условие осаждения FeS: [Fe²⁺]∙[S^-2] > K_L; источник сульфид-ионов S^-2 – слабая кислота H₂S.

H₂S = H⁺ + HS^- K_a1 = 1,0∙10^-7

HS^- = H⁺ + S^-2 K_a2 = 2,5∙10^-13

Выразим [S^-2] через K_a₁, K_a₂, [H⁺] и подставим в условие осаждения:

K_a₁∙ K_a₂ =

= 2,5∙10^-20; [S^-2] = ;

> 5∙10^-18;

[H⁺]² <

; [H⁺] < 7,1∙10^-4; pH > 3,15.
В заключение рассмотрим пример, включающий:

I) осаждение из водного раствора сульфидов слабых оснований;

II) полный гидролиз сульфидов слабых оснований, которые не осаждаются из водного раствора;

III) способы оценки величин констант некоторых равновесий.

Если получить твёрдофазным путём из металла и серы CuS и Al₂S₃, а затем добавить к каждому из них воду, то CuS практически не гидролизуется, а Al₂S₃ гидролизуется полностью.

I) Рассмотрим термодинамику процессов осаждения из раствора твёрдых фаз CuS и Al₂S₃:

(I₁) (I₂)

2 Al³⁺ + 3 S^2- = Al₂S₃(тв.) Cu²⁺ + S^2- = CuS(тв.)

∆G^o_f,298 -489,9 85,4 -492,0 65,6 85,4 - 53,0

кДж/моль

∆_r(1)G^o₂₉₈= +231,4 кДж ∆_r(2)G^o₂₉₈ = - 204,0 кДж

∆_r₍₁₎G^o₂₉₈ > 0 ∆_r₍₂₎G^o₂₉₈ < 0

осадок из раствора не выпадает осадок из раствора выпадает

II). Если слить водные растворы солей AlCl₃ и Na₂S, то осадок Al₂S₃ не выпадает, а идёт другой процесс – полный гидролиз соли слабого основания и слабой кислоты:

2 Al³⁺ + 3 S^2- + 6 H₂O(ж.) = 2 Al(OH)₃(тв.) + 3H₂S(г.)

∆G^o_f_,298 - 489,8 85,4 - 237,2 - 1157, - 33,5 кДж/моль

Из справочных данных вычислим ∆_rG^o₂₉₈:

∆_rG^o₂₉₈ = - 267,7 кДж; ∆_rG^o₂₉₈ < 0, следовательно, процесс является самопроизвольным.

III) a) Используя уравнение K_c = exp(-∆_rG^o₂₉₈/RT), найдём К_с≈ 10⁴⁷.

К_с очень большая, гидролиз практически необратимый.

Б) Можно использовать другие справочные данные для оценки константы равновесия: K_w=10^-14; K_L(Al(OH)₃)≈10^-34; K_a₁(H₂S)≈10^-7; K_a₂(H₂S)≈10^-13.

Выражение константы рaвновесия K_c:

K_c=

≈ 10⁴⁴.

Оценочные данные К_с a) и б) близки.
Задачи.
8.38. Написать ионные уравнения реакций обмена между электролитами. Оценить константы равновесия, используя значения К_а, К_b и К_L. Сделать вывод о практической обратимости или необратимости этих реакций:

а) BaCl₂ + Na₂SO₄→

б) AgNO₃ + KBr →

в) MgCl₂ + NH₃ + H₂O →

г) ZnCl₂ + H₂S →

д) ZnCl₂ + Na₂S →

Сместится ли равновесие, если к системе в добавить сульфат аммония, а к системе г – ацетат натрия?
8.39. Растворимость BaSO₄ составляет 1,05·10^⁵моль/л. Вычислить:

а) концентрации Ва²⁺ и SO₄²‾ в моль/л и К_L (ВаSO₄);

б) концентрацию Ва²⁺ после добавления в 1 л насыщенного раствора BaSO₄ 0,01 моля Na₂SO₄.
8.40. Рассчитать растворимость AgClO₃ (К_L = 5·10^²) в: а) воде; б) 0,1 М растворе KClO₃.
8.41. Найти: а) растворимость Mg(OH)₂ в воде и 0,1 М растворе КОН; б) рН насыщенного водного раствора Mg(OH)₂.
8.42. Найти рН насыщенного водного раствора основания МОН, находящегося в равновесии с МОН (тв.), если известно, что К_L(МOH) = 1,010^¹⁴ при 25 °С.
8.43. Будет ли осаждаться AgCN при рН = 3 из раствора, содержащего AgNO₃ и HCN, если С⁰(AgNO₃) = С⁰(HCN) = 1ּ10^⁴моль/л?
8.44. Осадок FeS (0,88 г) поместили в 1 л буферного раствора, содержащего 0,1 моля H₂S. Определить концентрацию Fe²⁺ в этом растворе при: а) рН = 5,0; б) рН = 2,0.
8.45. В 1 л воды внесли 0,1 моля соли AX. Растворимость AX в воде составляет 1,00·10^⁶моль/л при 27 °С и 1,41·10^⁶моль/л при 47 °С. Найти растворимость AX при 37 °С в: а) воде; б) 1 М растворе NaX.
8.46. В 1 л 0,11 М раствора Cu(NO₃)₂ добавили 0,22 моля Na₂S. Из раствора выпал осадок CuS. Определить рН раствора над осадком CuS.

8.47. К смеси осадков 110^³ моля AgCl и 110^³ моля AgBr добавили 10 мл воды. Найти:

а) концентрацию ионов в растворе;

б) какое количество воды потребуется для полного растворения этих солей.

1 ... 5 6 7 8 9 10 11 12 ... 17

Похожие:

	Программа академического бакалавриата профиль подготовки «Физическая химия» Монина Людмила Николаевна. Практикум по физико-химическому анализу. Учебно-методический комплекс. Рабочая программа для студентов...		Методические рекомендации об особенностях преподавания предмета «Физическая культура» Образовательной целью учебного предмета «Физическая культура» является формирование физической культуры личности учащегося в процессе...
	Программа Утверждена на заседании Вступительного экзамена «общая химия» в магистратуру по направлению «химия» по программе «органическая химия»		Рабочая программа по курсу «химия» 11 класс
	Сборник практических заданий, тестов, деловых игр по курсу «Маркетинг» Сборник практических заданий, тестов, деловых игр по курсу «Маркетинг» / Сост. Е. Б. Старикова, И. С. Чиповская. Владивосток: Изд-во...		Ю. А. Медведев сборник задач и упражнений по информационно-справочной правовой системе Сборник задач и упражнений по информационно-справочной правовой системе: практикум по информатике для юристов
	Решение химических задач Содержание: умк по дисциплине в. Од 10 Решение химических задач для студентов направления подготовки 050100 (44. 03. 05) Педагогическое...		Конкурса История, правоведение, обществознание, экономика, география, иностранный язык, литература, русский язык, химия, физика, математика,...
	Методические указания к выполнению лабораторных работ по курсу «Аналитическая... Методические указания предназначены для выполнения лабораторного практикума в соответствии с программой курса «Аналитическая химия»...		О ведении классного журнала санкт-петербург 2015 /2016уч г Этот приказ регламентирует проведение инструктажа на уроках по предметам учебного плана (физика, химия, биология, физическая культура,...

Вы можете разместить ссылку на наш сайт:

Все бланки и формы на filling-form.ru