Равновесие между труднорастворимым соединением

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. 

жүктеу/скачать 6,53 Mb.

Достарыңызбен бөлісу: