Аналитическая химия
Методическое пособие - Химия
Другие методички по предмету Химия
?ос о возможности их образования при смешивании растворов.
Пример 1. Рассчитать молярную (моль/л) и массовую (г/л) растворимость сульфата кальция, если ПP(CaSO4)=2,510-5.
Решение:
Запишем равновесие в рассматриваемой системе:
CaSO4>Са2+ + SO42-.
Обозначим молярную концентрацию соли в насыщенном растворе (растворимость) - s (моль/л), тогда [Са2+] = [SO42-] = s.
Запишем выражение ПР:
ПР=[Са2+][SO42-] = s2, .
Массовая растворимость сульфата кальция будет равна:
S(г/л)=s(моль/л)M(CaSO4)=510-3136=0,68 г/л.
Пример 2.
Смешали 500 мл 0,002 М раствора хлорида бария и 500 мл 0,001 М раствора сульфата калия. Выпадет ли в этих условиях осадок сульфата бария? ПР(BaSO4)=1,110-10.
Решение: Условие образования осадков: произведение концентрации ионов должно быть больше произведения растворимости ПКИ>ПР.
ПКИ = с(Ва2+)c(SO42-).
При смешивании равных объемов растворов, концентрации ионов уменьшаются в 2 раза, следовательно:
[Ва2+] = с(ВаСl2) = 0,001 моль/л
[SO42-] = c(K2SO4)=0,0005 моль/л
ПКИ = 0,0010,0005 = 510-7, ПКИ>ПР, осадок выпадает.
Пример 3. Рассчитать растворимость фосфата серебра в 0,02 М растворе фосфата натрия. ПР(Ag3PO4) = 1,310-20.
Решение: Запишем уравнения равновесий для данной системы:
Ag3PO4 - 3Ag+ + PO43-
Na3PO4 > 3Na+ + PO43-
ПР(Ag3PO4) = [Ag+]3[PO43-].
Обозначим растворимость фосфата серебра в насыщенном растворе через s, тогда [Ag+]=3s, в присутствии одноименного иона растворимость фосфата серебра понижается, поэтому равновесная концентрация фосфат-иона будет определяться концентрацией фосфата натрия [PO43-]=c(Na3PO4)=0,02 моль/л. Подставим эти обозначения в выражение ПР:
ПP(Ag3PO4) = s3c(Na3PO4)
.
Тема V. Равновесия в растворах комплексных соединений. Константы устойчивости и нестойкости. Влияние избытка лиганда, разрушение комплексных соединений.
В водных растворах комплексных соединений устанавливается равновесие, которое характеризуется константой устойчивости (Куст.) или величиной, обратной ей, константой нестойкости (Кн). Пользуясь величиной соответствующей константы, необходимо уметь рассчитывать равновесные концентрации ионов в растворе комплексных соединений в присутствии избытка лиганда и без избытка лиганда. Следует знать способы разрушения комплексов и уметь проводить расчеты, связанные с разрушением комплексов за счет образования малорастворимых соединений.
Пример 1. Рассчитать равновесную концентрацию ионов Zn2+ в 1 М растворе [Zn(NH3)4]Cl2lgКуст. = 8,7.
Решение:
[Zn(HN3)4]Cl2>[Zn(HN3)4]2+ + 2Cl-
[Zn(HN3)4]- Zn2+ + 4NH3
Куст. = 108,7 = 2,0109.
Обозначим [Zn2+]=x моль/л, тогда [NH3]=4x моль/л. Величина х<<1, ею можно пренебречь, поэтому равновесная концентрация [Zn(NH3)4]2+ = c([Zn(NH3)4]2+) = 1 моль/л. Подставим равновесные концентрации ионов в выражение константы устойчивости:
.
Пример 2. Будет ли выпадать осадок оксалата цинка при добавлении к 0,001 М раствору [Zn(NH3)4]2+ 0,1 моль/л оксалата натрия, если равновесная концентрация аммиака в растворе составляет 0,1 моль/л?
ПР(ZnC2O4) = 2,7510-8, Куст.([Zn(NH3)4]2+) = 2,0109
Решение: Осадок будет образовываться, если выполняется условие: ПКИ>ПР
ПКИ = с(Zn2+) с(CO2O42-)
c(CO2O42-) = c(Na2C2O4) = 0,1 моль/л.
Равновесную концентрацию ионов цинка рассчитаем из константы устойчивости аммиакатного комплекса цинка [Zn(NH3)4]2+-Zn2+ + 4NH3
В растворе присутствует избыток аммиака, следовательно, равновесие сдвинуто в сторону образования комплекса, диссоциация комплекса подавлена [NH3] = 0,1 моль/л.
ПКИ = 0,1510-9 = 510-10
ПКИ<ПР, осадок в данных условиях не образуется.
Тема VI. Окислительно-восстановительные системы. Стандартный и реальный окислительно-восстановительные потенциалы. Уравнение Нернста. Влияние рН комплексообразования и осаждения на величину окислительно-восстановительного потенциала. Направление, последовательность протекания и константа равновесия окислительно-восстановительных реакций.
Количественной характеристикой окислительно-восстановительной способности редокс-пары являются значения стандартного и реального окислительно-восстановительного потенциала. Реальный окислительно-восстановительный потенциал рассчитывается по уравнению Нернста. При изучении этой темы следует обратить внимание на правильное написание уравнения Нернста для различных случаев окислительно-восстановительных систем: с участием твердых веществ, с участием ионов водорода и гидроксид-ионов и т.д., а также на расчет потенциала с учетом равновесных концентраций. Уравнения окислительно-восстановительных реакций необходимо составлять электронно-ионным методом. Молекулярные уравнения составлять не следует. На основании стандартных окислительно-восстановительных потенциалов уметь определять направление протекания реакций. Обратить особое внимание, как меняется величина потенциала системы при образовании комплексного и малорастворимого соединения.
Пример 1. Составить уравнение реакции между перманганат-ионом и пероксидом водорода в кислой среде электронно-ионным методом и записать уравнения Нернста для окислительно-восстановительных систем.
Решение:
MnO4- + 8H+ + 5e > Mn2+ + H2O x2
Н2О2 - 2е > O2 + 2H+ x5
2МnО4- + 5Н2О2 + 6H+ > 2Mn2+ + 5О2 + 8Н2О
Составляем уравнения Нернста для окислительно-восстановительных систем:
Пример 2. Можно ли в кислой среде действием дихромата калия окислить: a) Fe2+ до Fe3+; б) Мn2+ до МnО4-?
Решение: Для решения вопроса необходимо сравнить стандартные окислительно-восстановительные потенциалы окислительно-восстано?/p>