АкушерствоАнатомияАнестезиологияВакцинопрофилактикаВалеологияВетеринарияГигиенаЗаболеванияИммунологияКардиологияНеврологияНефрологияОнкологияОториноларингологияОфтальмологияПаразитологияПедиатрияПервая помощьПсихиатрияПульмонологияРеанимацияРевматологияСтоматологияТерапияТоксикологияТравматологияУрологияФармакологияФармацевтикаФизиотерапияФтизиатрияХирургияЭндокринологияЭпидемиология

Примеры решения типовых задач. Растворимость вещества определяется концентрацией насыщенного при данной температуре его раствора, которая может быть выражена в любых единицах.

Прочитайте:
  1. A. Процесс разрешения гражданских и уголовных дел.
  2. I.Решите задачи.
  3. Адаптивный ответ, его неспецифичность. Примеры. Механизмы.
  4. Алгоритм решения задачи № 8
  5. Алгоритм решения типовых задач
  6. Б. Задачі для самоконтролю.
  7. Б. Ситуаційні задачі.
  8. Б. Ситуаційні задачі.
  9. Б. Ситуаційні задачі.
  10. Б. Ситуаційні задачі.

Растворимость вещества определяется концентрацией насыщенного при данной температуре его раствора, которая может быть выражена в любых единицах.

Многие электролиты обладают ограниченной растворимостью в воде. На практике часто встречаются гетерогенные системы, в которых осадок малорастворимого электролита находится в равновесии с насыщенным раствором этого электролита. Такое равновесие называют гетерогенным:

осаждение

AmB n ¯ mAn+ + nBm-

осадок растворение раствор

 

Константа равновесия гетерогенного процесса определяется только произведением концентраций ионов в растворе и не зависит от концентрации твердого компонента: КS = [An+]m·[Bm-]n = ПР(AmBn)

Произведение концентраций ионов в насыщенном растворе малорастворимого электролита (в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам) при данной температуре есть величина постоянная; ее называют произведением растворимости (ПР). В более строгих расчетах заменяется произведением активностей.

Произведение растворимости (ПР) - константа, которой приходится часто пользоваться для решения многих практических вопросов.

Задача 1. Выбор осадителя для отделения того или иного иона

Исходя из величин ПР, скажите, какой осадитель лучше выбрать: (NH4)2SO4, (NH4)2CO3 или (NH4)2C2O4 для наиболее полного осаждения из раствора иона Ва2+?

Решение: осадитель подбирается таким образом, чтобы ПР осаждаемого вещества было наименьшим (т.е. осаждаемое вещество должно иметь наименьшую растворимость).

Сравним ПР сульфата, карбоната и оксалата бария: ПР(ВaSO4)=1.1·10-10; ПР(ВаСО3) = = 4.0·10-10; ПР(ВаС2О4)=1.1·10-7.

Как видим, наименьшую величину ПР имеет сульфат бария(1.1·10-10). Следовательно, для более полного осаждения ионов Ва2+следует взять осадитель(NH4)2SO4.

Примечание. По величине ПР можно сравнивать растворимость веществ только с одинаковыми числами n и m, т.е. образующих одинаковое число ионов.

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·Vр-ра 143.3´1

Растворенная часть AgCl находится в растворе в виде ионов: AgClp ® 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 SO42-: BaSO4 p ® Ba2+ + SO42-

x моль/л х моль/л х моль/л

[BaSO4]p = [Ba2+] = [SO42-] = x; ПР(BaSO4) = [Ba2+]·[SO42-] = 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

AmBn тв mAn+р-р + nBm-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+ + SO42-

можем записать: [Ca2+] = 0.01моль/л; [SO42-] = 0.1моль/л. Находим ионное произведение: [Ca2+]·[SO42-] = 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+ + CrO42-

можно записать: [Ca2+]=6.7·10-3моль/л, [CrO42-]=1.7·10-2моль/л.

Найдем ионное произведение: [Ca2+]·[CrO42-] = 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 СаСО3 тв и ионами Са2+ и СО32- : СаСО3 тв Са2+р + СО32-р (1)

Ионы водорода прибавленной кислоты HСl будут связывать карбонат-ионы (СО32-) в слабодиссоциирующую угольную кислоту: СО32- + 2Н+ Н2СО3 ®Н2О+СО2 (2),

в результате ионное произведение(произведение концентраций ионов Са2+ и СО32-) 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 SO42- ; CaSO4 тв Са2+р + SO42-p ; HCl ® Cl- + H+

Равновесие между твердой фазой CaSO4 и ионами Са2+ и SO42- 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: PbI2 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: AgClтв 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 2O72-; г) S O42-.

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) SO42- ® SO32- 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: 2015-12-16 | Просмотры: 2100 | Нарушение авторских прав







При использовании материала ссылка на сайт medlec.org обязательна! (0.011 сек.)