8.3. Равновесие между труднорастворимым соединением
и его ионами в растворе
8.3.1. Растворимость. Произведение растворимости
Растворимость
–
концентрация вещества в насыщенном
растворе (
L
моль/л).
136
Для труднорастворимых соединений существуют гетерогенные
равновесия, например:
AgCl(
тв
) = Ag
+
+ Cl
–
Fe(OH)
2
(
тв
) = Fe
2+
+ 2OH
–
Константа таких равновесий, включающих труднорастворимое
соединение и его ионы в растворе, называется
произведением
растворимости
(К
L
).
Выражения
K
L
не включают фазу постоянного состава (как и
любая константа равновесия):
К
L
(AgCl) = [Ag
+
]∙[
Cl
–
];
K
L
(Fe(OH)
2
= [Fe
2+
]∙[
OH
–
]
2
;
К
L
при 298 К –
справочные величины.
Значения
K
L
можно вычислить:
1)
из данных по растворимости соединения;
2)
из
термодинамических данных, как любую константу
равновесия.
Задачи
8.77.
Написать ионные уравнения реакций обмена между
электролитами. Рассчитать константы равновесия. Сделать вывод о
практической обратимости или необратимости этих реакций:
а) AgNO
3
+ KBr =
б) BaCl
2
+ Na
2
SO
4
=
в) MgCl
2
+ NH
3
+ H
2
O =
г) ZnCl
2
+ H
2
S =
д) ZnCl
2
+ Na
2
S =
е) CaCl
2
+ CO
2
+ H
2
O =
Сместится ли равновесие, если к системе “в” добавить сульфат
аммония?
8.78.
Рассчитать растворимость в воде:
а) AgCl
б) CdCO
3
в) Ca
3
(PO
4
)
2
8.79.
Растворимость какого из веществ больше?
а) MnS или AgCl
б) Cu
2
S или CuS
в) Bi
2
S
3
или HgS
8.80.
К 1
г
СаСО
3
последовательно добавляли 1
(
а
); 99 (
б
);
9900
л
(
в
) воды. Отличается ли концентрация ионов в растворах
а,
б, в
? Принять
K
L
(CaCO
3
) = 10
−5
. Какой объем воды необходимый
для полного растворения 1 г CaCO
3
?
137
8.81.
Для процесса АХ
2
(тв)
=
А
2+
(водн)
+
2Х
-
(водн)
определена
Δ
r
H
°
=
35 кДж. Растворимость АХ
2
в воде при 300
К составляет
10
–
4
моль/л. Рассчитать растворимость соли АХ
2
в воде при 350
К.
Принять, что Δ
r
H
° не зависит от температуры.
8.3.2. Влияние одноимѐнных ионов на растворимость
труднорастворимых соединений
Задачи
8.82.
Растворимость BaSO
4
составляет 1
,
05·10
–
5
моль/л.
Вычислить:
а) [Ba
2+
] и [SO
4
2
–
] в моль/л и K
L
(BaSO
4
);
б) [Ba
2+
] после добавления к 1 л насыщенного раствора BaSO
4
0,
01 моль Na
2
SO
4
.
8.83.
Рассчитать растворимость AgClO
3
(K
L
= 5·10
–
2
)
а) в воде;
б) в 0
,
1 М растворе KClO
3
.
8.84.
Найти растворимость Mg(OH)
2
а) в воде;
б) в 0
,
01 М растворе NaOH.
Чему равен
pH
полученных растворов?
8.85.
Что произойдет, если:
а) осадок AgCl оставить в растворе NaI?
б) осадок AgI оставить в растворе NaCl?
8.86.
Найти
pH
насыщенного водного раствора основания MOH,
находящего в равновесии с MOH(тв), если K
L
(MOH) = 1·10
–
14
.
8.87.
Насыщенный раствор Ca(OH)
2
имеет pH
= 12,
05. Найти:
а) K
L
(Ca(OH)
2
);
б) растворимость Ca(OH)
2
в
буферном растворе с pH
= 13.
8.88.
Будет ли осаждаться AgCN при
pH
= 3 из раствора,
содержащего AgNO
3
и HCN, если C
0
(AgNO
3
) = C
0
(HCN) = 10
–
4
моль/л.
8.89.
Найти количество образовавшегося осадка AgBrO
3
:
а) при добавлении 1 л 0
,
01 М раствора KBrO
3
к 1 л 0
,
01 М
раствора AgNO
3
;
б) если исходные растворы разбавить в 10 раз?
138
8.3.3. Влияние
рН
на растворимость труднорастворимых
гидроксидов и солей слабых кислот
Рассмотрим общее условие осаждения или растворения плохо
растворимых соединений.
Для процесса: М
х
А
y
(тв) =
х
М
y
+
+
y
A
x
–
уравнение изотермы
химической реакции
∆
r
G = RTln
(П
с
/К
L
)
.
Произведение реакции
П
с
= С
х
(M
y+
)∙
C
y
(A
x
–
), причѐм С(
M
y+
) и
C(A
x
–
)
–
неравновесные концентрации.
1) Если
П
с
< K
L
,
то
∆
r
G
< 0, т. е. самопроизвольным является
прямой процесс –
растворение осадка.
2) Если
П
с
> K
L
,
то
∆
r
G
< 0 для обратного процесса –
осаждения.
Для
гидроксидов: М(ОН)
y
(тв) =
M
y+
+ yOH
–
условие
осаждения
:
П
с
> K
L
;
П
с
= С(
M
y+
)∙С
y
(OH
–
). В практическом плане используется
уравнение для осаждения гидроксидов:
рН
>
pK
w
+ 1/y
lgK
L
–
1/y
lg
С
(M
y+
)
.
Задачи
8.90.
При каком
pH
начнет выпадать осадок Zn(OH)
2
, если к 0
,1
М раствору ZnCl
2
добавлять NaOH?
8.91.
К 1 л 0
,
11 М раствора Cu(NO
3
)
2
добавили 0
,
22 моль Na
2
S,
при этом выпал осадок CuS. Определить
pH
раствора над осадком
CuS.
8.92.
При каком
pH
начнет выпадать осадок CaHPO
4
:
Ca
2+
+ H
2
PO
4
–
= CaHPO
4
↓ + H
+
, если в исходном растворе
C
0
(Ca
2+
) = C
0
(H
2
PO
4
–
) = 0,01
моль
/
л
. K
L
(CaHPO
4
) = 1·10
–
6
8.93.
Осадок FeS (0
,
88 г) поместили в 1 л буферного раствора,
содержащего 0
,
1 моль H
2
S. Определить концентрацию Fe
2+
в этом
растворе при: а)
pH
= 5; б)
pH
= 2.
8.94.
К смеси, содержащей 1·10
–
3
моль AgCl и 1·10
–
3
моль AgBr
добавили 10 мл воды. Найти: а) концентрацию ионов в растворе; б)
какое количество воды потребуется для полного растворения этих
солей.
8.95.
В 1 л воды при T = 298 K поместили 0
,
5 моль Ca(OH)
2
и 0
,1
моль Cd(OH)
2
. Определить: а)
pH
раствора; б) концентрации ионов
Ca
2+
и Cd
2+
; в) осмотическое давление раствора.
139
8.96.
В 1 л воды внесли 0
,
1 моль соли AX. Равновесная
концентрация A
+
составляет 1·10
–
6
моль/л при 27 °C и 1
,
41·10
–
6
моль/л при 47 °C. Найти растворимость AX при 37 °C: а) в воде; б) в
1 М
растворе NaX.
140
§
9. Окислительно
-
восстановительное равновесие
9.1. Основные понятия
Степень
окисления
–
формальный заряд каждого атома в
молекуле в предположении полного разделения зарядов.
Правила определения степени окисления
:
1)
Степень окисления атома в простых веществах = 0 (Н
0
2
, Na
0
,
Fe
0
).
2)
Для водорода в соединениях с неметаллами степень
окисления равна +1, а в соединениях с активными металлами
степень окисления равна
1 (H
+1
2
O, NH
+1
3
, NaH
-1
, CaH
-1
2
).
3)
Для кислорода, как правило, степень окисления =
2 (Н
2
О
-2
,
H
2
SO
-2
4
), но есть и другие, например, в пероксидах (Н
2
О
-1
2
, Na
2
O
-1
2
)
и надпероксидах (
BaO
-0,5
4
).
4)
В
соединениях
неметаллов:
неметалл
с
большей
электроотрицательностью
считается
отрицательнозаряженным
(С
+4
Cl
-1
4
, S
+6
F
-1
6
).
5) Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в
нейтральной молекуле = 0 (
K
+1
Mn
+7
O
-2
4
, K
+1
2
Cr
+6
2
O
-2
7
).
Окислительно
-
восстановительные
реакции
(О
-
В
-
реакции)
–
реакции переноса электронов от одной частицы к другой.
Окисление
–
процесс отдачи
электронов.
Восстановление
–
процесс присоединения электронов.
Окислитель
(
Ox
)
–
частица, принимающая электроны.
Восстановитель
(
Red)
–
частица, отдающая
электроны.
Например
: Zn
0
+ 2H
+
= Zn
+2
+ H
0
2
Red
2
Ox
1
Ox
2
Red
1
Окислитель
Ox
1
,
принимая электроны, превращается в
сопряжѐнную восстановленную форму
Red
1
:
2H
+
+ 2
e
= H
2
.
Восстановитель
Red
2
, отдавая электроны, переходит в
сопряжѐнную окисленную форму
Ox
2
:
Zn
0
2
e
= Zn
+2
.
141
Такая форма записи называется
полуреакцией
.
Сопряжѐнные пары:
Ox
1
/Red
1
(2Н
+
/Н
2
) и
Ox
2
/Red
2
(Zn
+2
/Zn).
Окислительно
-
восстановительная
реакция
включает
два
процесса –
окисление и восстановление –
и состоит из двух
полуреакций. В суммарной реакции происходит перераспределение
электронов между двумя сопряжѐнными парами.
Достарыңызбен бөлісу: |