Студопедия

КАТЕГОРИИ:

АстрономияБиологияГеографияДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника


ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, сильным основанием и слабой кислотой, а также слабым основанием и слабой кислотой подвергаются




Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, сильным основанием и слабой кислотой, а также слабым основанием и слабой кислотой подвергаются гидролизу в водных растворах. В результате гидролиза солей меняется рН среды. Гидролиз усиливается с повышением температуры и уменьшением концентрации солей.

Рассмотрим пример алгебраического выражения Кгидр. и h - степени гидролиза в растворе цианида калия.

KCN + H2O ↔ HCN + KOH

CN + H2O ↔ HCN + OH

;

 

KВОДЫ - 10–14 при 250 С, CKCN – концентрация соли, KHCN– константа диссоциации кислоты

Для соли типа CH3COONH4 (образованной слабым основанием и слабой кислотой)

;

Соль слабого основания и сильной кислоты гидролизуется по катиону:

NH4Cl + H2O ↔ NH4OH + HCl

В ионном виде: NH4+ + H2O ↔ NH4OH + H+

 

Вычислить Кгидр., степень гидролиза и рН в растворах солей:

соль Концентрация, моль/дм3 или % Кдисс. рКдисс
46. (CH3COO)2Mg 0,1 % 1,74∙10-5 4,76
47. Na2CO3 0,1 M 4,8∙10-11 10,32
48. NH4NO3 0,15 % 1,76∙10-5 4,755
49. (NH4)2CO3 0,03M 1,76∙10-5 4,8∙10-11 4,755 10,32
50. Na2S 0,05M 2,5∙10-15 12,60
51. CuCl2 1% 2,2∙10-20 19,66
52. C6H5COONa 1,5% 6,3∙10-5 4,20
53. Zn(NO3)2 0,15M 1,2∙ 10-17 16,92
54. (NH4)2S 0,01M 1,76∙10-5 2,5∙10-15 4,755 12,60
55. CH3COOK 0,2% 1,74 ∙10-5 4,76
56. Na3PO4 ( по 1 ступени) 0,5% 7,1∙ 10-3 2,15
57. FeCl3 0,2M 3,8∙ 10-38 37,42
58. HCOOK 0,01M 1,8∙10-4 3,75
59. Cr(NO3)3 0,5% 6,3∙10-31 30,20
60. MnBr2 0,3% 2,05∙10-13 12,69

 

РАВНОВЕСИЕ В ГЕТЕРОГЕННЫХ СИСТЕМАХ

В насыщенном растворе малорастворимого электролита состава MmAn равновесное состояние можно схематически представить следующим образом.

MmAn ↔ mMn+ + nAm–

Концентрационная константа растворимости

Kc = [ Mn+]m ×[ Am–]n = ПР(MmAn),

Например, для PbCl2: Kc = [Pb2+]×[Cl]2= ПР(PbCl2)

Связь растворимости выраженной в моль/дм3 с ПР, при малом значении ионной силы, описывается уравнением:

В присутствии сильного электролита, не имеющего одноименных ионов с малорастворимой солью, необходимо вычислить ионную силу раствора и рассчитать или взять из таблицы коэффициенты активности ионов, входящих в состав малорастворимой соли

В присутствии избытка электролита с одноименным ионом, например с ионом А:

Пример 3: Образуется ли осадок AgCl, если к раствору, содержащему 3,4 г AgNO3 в 1 дм3 прилить равный объем раствора СNaCl = 0,02 моль/дм3

Решение: M(AgNO3) = 169,87 г/моль [AgNO3] = 3,4/169,87 = 0,02 моль/дм3

[Ag+] =[AgNO3] = 0,02 моль/дм3

После смешения равных объемов растворов, концентрация ионов [Ag+] и [Cl-] уменьшится в 2 раза

[Ag+] × [Cl-] = 0,01×0,01 = 10–4; ПР(AgCl) = 1,8×10–10, Þ осадок образуется.

 

Пример 4: Вычислить рН, при котором практически полностью осаждается Mg(OH)2, если ПР Mg(OH)2 = 2×10–11

Решение: ПР Mg(OH)2=[Mg2+][OH]2, практической полнотой осаждения принято считать, если концентрация осаждаемого иона не превышает 10–5¸10–6 моль/ дм3

;

рОН = −lg [OH]= −lg 4,5∙ 10−3 = 2,35 ; pH = 14 − 2,35 = 11,65.

 

Пример 5: Смешаны равные объемы 0,001 М BaCl2 и 1,5×10-3М Na2SO4. Вычислить [Ba2+] в растворе, если ПР BaSO4= 1,1×10−10, и как измениться растворимость BaSO4 в этой смеси по сравнению с растворимостью в воде.

Решение: После смешивания растворов концентрации хлорида бария и сульфата натрия уменьшатся вдвое:

После завершения реакции: BaCl2 + Na2SO4→ BaSO4 ↓ + 2NaCl

[SO42-] = (7,5 – 5)×10-4= 2,5×10-4 M

Растворимость BaSO4 в воде:

Þ Растворимость в электролите, имеющем одноименный ион, уменьшилась.

 

Вычислить растворимость в моль/дм3 и г/дм3, если известно произведение растворимости соли:

соль ПР соль ПР
61. 1 PbBr2 3,9´10-5 66. 1 Pb3(AsO4)2 4,1´10-39
62. 1 BiI3 8,1´10-19 67. 1 Ag3PO4 1,3´10-20
63. 1 Ag2SO4 1,6´10-5 68. 1 Ag2SO4 1,5´10-14
64. 1 PbI2 7,2´10-9 69. 1 La(IO3)3 6,2´10-12
65. 1 Sr(IO3)2 3,3´10-7 70. 1 Ag2CrO4 1,1´10-12

 

Зная произведение растворимости, вычислить рН начала и конца осаждения гидроксидов и их растворимость в г/дм3:

гидроксид ПР гидроксид ПР
71. 1 Fe(OH)2 3,0´10-16 76. 1 Al(OH)3 3,2´10-34
72. 1 Cu(OH)2 2,2´10-20 77. 1 Zn(OH)2 1,2´10-17
73. 1 Mn(OH)2 4,0´10-14 78. 1 Sn(OH)2 6,3´10-27
74. 1 Fe(OH)3 3,8´10-38 79. 1 Cr(OH)3 6,3∙´10-31
75. 1 Co(OH)2 2.0´10-16 80. 1 Pb(OH)2 5,0´10-16

 

По величине ПР вычислить растворимость малорастворимого электролита с учетом коэффициентов активности ионов. (Концентрация дана в моль/ дм3 или в массовых долях):

  Малорастворимое вещество ПР Сильный электролит концентрация
76. CuCNS 4,8´10-15 CuSO4 0,5M
77. Mn(OH)3 1,0´10-36 NaOH 0,3M
78. Pb3(PO3)2 7,8´10-43 Na3PO4 0,2M
79. CdCO3 1.0´10-12 CdCl2 0,1M
80. AgCN 1,4´10-16 AgNO3 0,1M
81. PbS 2,5´10-27 Pb(NO3)2 0,1M
82. AgCl 1,78´∙10-11 NaCl 0,05M
83. BiPO4 1,3´10-23 K3PO4 0,05M
84. Cu(OH)2 2,2´10-20 CuSO4 0,04M
85. PbCrO4 1,8´10-14 K2CrO4 0,03M
86. Ca3(PO4)2 2,0´10-29 Ca(NO3)2 2,5%
87. CuS 6,3´10-36 CuSO4 2%
88. BaSO4 1,1´10-10 Na2SO4 0,02M
89. AgBr 5,3´10-13 KBr 0,02M
90. Co(OH)3 4,0´10-45 KOH 2%
91. Fe(OH)2 3,0´10-16 NaOH 1,5%
92. Co(OH)2 2,0´10-16 CoCl2 0,01M
93. MnS 2,5´10-11 Mn(NO3)2 0,9%
94. Mg(OH)2 7,1´10-12 MgCl2 0,3%
95. Ag3PO4 1,3´10-20 AgNO3 0,2%

 

РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ КОМПЛЕКСНЫХ СОЕДИНЕНИЙ

Равновесия в растворах комплексных соединений характеризуется константой устойчивости комплекса:

Отношение общей концентрации соли металла к равновесной концентрации его ионов - есть функция закомплексованности Ф

;

Доля образующегося комплекса вычисляется следующим образом:

Если лиганд является анионом слабой кислоты или основания, то функция закомплексованности зависит от рН растворителя, а равновесная концентрация лиганда: [L-m] = C(HmL)´αm ;

где C(HmL) – общая концентрация кислоты, αm – доля аниона кислоты

K1, K2 - Km – константы диссоциации кислоты

В этом случае уместно пользоваться значением условной константы устойчивости βn'

Пример 6: Рассчитайте равновесную концентрацию ионов серебра в 0,01 М растворе AgNO3 в присутствии 2 М раствора аммиака.

Решение: В растворе устанавливается равновесие:

;

;

101. Вычислить равновесную концентрацию ионов серебра в растворе, содержащем 10-3 М нитрата серебра и 0,102 М цианида калия, принимая во внимание, что в этих условиях существует в основном комплекс Ag (CN)-2 .

102. К 100 см3 1×10-3 М раствора нитрата ртути (2) добавлено 100 см3 0,64 М раствора роданида аммония. Вычислить равновесную концентрацию ионов ртути (2), учитывая, что в указанных условиях преобладает комплекс Hg(SCN)42-.

103. К 25 см3 2×10-3 М раствора хлорида ртути (2) добавлено 0,7305 г хлорида натрия. Вычислить равновесную концентрацию Hg2+, закомплексованность и долю комплекса HgCL42-.

104. Вычислить закомплексованность и равновесную концентрацию Ag+ в растворе, содержащем 1∙10-3 М нитрата серебра и 0,022 М аммиака. Ионная сила равна 0,5.

105. Ионы меди (2) образуют с аммиаком комплекс состава Cu(NH3)n2+, (n = 1-4). Вычислить концентрацию комплекса Cu(NH3)22+ в растворе, в котором общая концентрация ионов меди равна 0,001 М, а равновесная концентрация аммиака составляет 0,01 моль/дм3. Ионная сила равна 1.

106. В растворе возможно существование смеси комплексов никеля состава Ni(NH3)n2+, (n=1-4). Найти закомплексованность и концентрацию комплекса Ni(NH3)42+ при общей концентрации ионов никеля 1×10-4 М, если равновесная концентрация аммиака составляет 10-3 моль/дм3. Ионная сила раствора равна 2.

107. Вычислить закомплексованность и равновесную концентрацию Co2+в 1×10-2 М растворе хлорида кобальта, содержащем 1,04 М аммиак, при ионной силе равной 1.

108. Найти концентрацию комплексных анионов Cu(S2O3)35- при общей концентрации ионов меди (1) 1×10-3 М, если равновесная концентрация S2O32- равна 1×10-2 М, а ионная сила 0,1.

109. Рассчитайте равновесную концентрацию Ag(NH3)2+ в 0,01 М растворе нитрата серебра в присутствии 2 М аммиака.

110. Рассчитайте равновесную концентрацию иона кобальта (2) в 0,100 М растворе хлорида кобальта (2), содержащего 2 М аммиака.

111. Рассчитайте равновесную концентрацию Cu (NH3)2+ в 1·10-2 М растворе сульфата меди (2) в присутствии 1 М аммиака.

112. Рассчитайте равновесную концентрацию FeF2+ в 0,100 М растворе хлорида железа (3) в присутствии 1 М фторида аммония.

113. Рассчитайте равновесную концентрацию ионов меди (1) в растворе, образовавшемся при прибавлении избытка 2М цианида калия к 1·10-2 М раствору меди (2).

114. Рассчитайте равновесную концентрацию ионов ртути (2) в 1·10-2 М растворе нитрата ртути (2) в присутствии 1 М йодида калия.

115. Рассчитайте степень образования HgI3 и HgI42- в растворе с равновесной концентрацией йодид-иона 0,100 М.

 

РАВНОВЕСИЯ В ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ СИСТЕМАХ

 

СТАНДАРТНЫЙ ЭЛЕКТРОДНЫЙ ПОТЕНЦИАЛ И

КОНСТАНТА РАВНОВЕСИЯ РЕАКЦИИ ОКИСЛЕНИЯ ВОССТАНОВЛЕНИЯ

Количественной характеристикой окислительно - восстановительной системы является окислительно-восстановительный потенциал, величина которого вычисляется по уравнению Нернста:

Если в окислительно-восстановительной полуреакции участвуют ионы водорода, то в уравнение Нернста входит концентрация ионов водорода:

Ox + ne + mH+ ↔ Red ;

Глубина протекания реакций определяется константой равновесия:

Пример 7: Рассчитайте константу равновесия реакции между арсенатом натрия и иодидом калия при рН=0.

Решение:

H3AsO4 + 3I+ 2H+ ↔ H3AsO3 + H2O + I3 ; I3 + 2e ↔ 3I ;

E0 I3 / 3I = + 0,535 B; E0 H3AsO4 / H3AsO3 = + 0.559 B;

Для полной реакции: H3AsO4 + 3I+ 2H+ ↔ H3AsO3 + H2O + I3 ;

ΔE0 = 0,559-0,535 = + 0,024 B

Положительная разность потенциалов указывает на протекание реакции слева направо

Kр = 100,83;

следовательно, глубина протекания реакции невелика, поскольку разность потенциалов при рН = 0 небольшая.

 

Расчет стандартных потенциалов полуреакции

Если стандартные потенциалы полуреакций:

Ox1 + ne ↔ Red1 и Ox2 + me ↔ Red2

известны (Е01 и Е02), то стандартный потенциал полуреакции:

Ox1 + (m+n)e ↔Red1

можно рассчитать по формуле:

Пример 8: Рассчитайте стандартный потенциал полуреакции

H3SO3 + 6e + 6H+↔ H2S + 3H2O

E0 S/H2S = + 0,14 В; E0 H2SO3/S = + 0,45 В

Решение: Сочетание двух полуреакций

S + 2H+ + 2e ↔ H2S и H3SO3+ 4H+ + 4e↔3H2O + S,

для которых известны стандартные потенциалы, дает полуреакцию

H3SO3 + 6e + 6H+↔ H2S + 3H2O

Стандартный потенциал, которой:

Для расчета стандартного потенциала полуреакций, получаемых сочетанием полуреакций окисления или восстановления, и реакции осаждения используются формулы:

если окисленная форма представляет cобой малорастворимое соединение:

если восстановленная форма представляет собой малорастворимое соединение:

 

Для расчета стандартного потенциала полуреакции, получаемой сочетанием полуреакций окисления или восстановления и реакции комплексообразования используются формулы:

Если окисленная форма связана в комплекс:

Если восстановленная форма связана в комплекс:

Если обе формы связаны в комплекс:

Расчет стандартного потенциала полуреакции, получаемой сочетанием полуреакции окисления или восстановления и реакции протонирования.

Если протонируется окисленная форма:

Если протонируется восстановленная форма:

Если протонируются обе формы:

 

Рассчитайте стандартный потенциал полуреакции (1) исходя из величины Е0 полуреакции (2):

Реакция 1 Реакция 2 Е0, В
116. AgI + ē ↔Ag + I Ag+ + ē ↔ Ag 0,799
117. Al3+ + 3ē↔ Al AlF63– + 3ē ↔ Al + 6F -2,07
118. Cu2+ + Cl + ē ↔ CuCl Cu2+ + ē ↔ Cu+ 0,52
119. IO3 + 6H++ ē ↔ I + 3H2O IO3+ 4H+ + 4ē ↔IO +2H2O IO + 2H +2ē ↔ I + H2O 0,97 1,31
120. 2HNO2 + 6H+ + 6ē↔ N2 + 4H2O 2NO2 + 8H+ + 6ē ↔ N2 + 4H2O 1,52
121. Ag2CrO4 + 2ē ↔ 2Ag + CrO42– Ag+ + ē ↔ Ag 0,799
122. Cd2+ + 2ē ↔ Cd Cd(NH3)2+ + 2ē ↔ Cd + 4NH3 - 0,61
123. Fe(CN)63– + ē ↔ Fe(CN)64– Fe3+ + ē ↔ Fe2+ 0,77
124. Ag2S + 2ē ↔ 2Ag + S2– Ag+ + ē ↔ Ag 0,799
125. Al3+ + 3ē ↔ Al Al(OH)4 + 3ē ↔ Al + 4OH - 2,31
126. H2AsO4+ 3H++2 ē ↔ HАsO2 + 2H2O H3AsO4 + 2H+ + 2ē ↔ HАsO2 + 2H2O 0,56
127. Bi(OH)3 +3ē ↔ Bi + 3OH Bi3+ +3 ē ↔ Bi 0,215
128. Co3+ + ē ↔ Co2+ Co(NH3)63+ + ē ↔ Co(NH3)62+ 0,1
129. VO22+ + 4H++3ē ↔ V3+ + 2H O VO2+ + 2H+ + ē ↔ V3+ + H2O VO2+ +2H+ + ē ↔ VO2+ + H2O 0,34 1,00
130. SO42– + 10H+ + 8 ē ↔ H2S + 4H2O H2SO3 + 6H+ + 6 ē ↔ H2S + 3H2O SO42– + 4H+ + 2ē ↔ H2SO3 + H2O 0,35 0,17

Вычислить константы равновесия для реакций, протекающих между следующими реагентами:

131. I2 + Na2S2O3

132. FeSO4 + KMnO4 + H2SO4

133. Na3AsO4 + KI + HCl →

134. FeSO4 + Ce(SO4)2 + H+

135. NH4VO3 + FeSO4 + H+

136. Na2Cr2O7 + KI + H+

137. FeCl3 + SnCl2

138. Cl2 + HBr →

139. KMnO4 + HCl→

140. FeCl3 + H2

141. FeCl3 + KI + H+

142. K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4

143. HI + Br2

144. H2SO3 + I2 + H2O→

145. SnCl2 + Br2

 

 

ЧУВСТВИТЕЛЬНОСТЬ АНАЛИТИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Количественно чувствительность реакции характеризуется следующими показателями: открываемый минимум, предельная (минимальная) концентрация и минимальный объем предельно разбавленного раствора.

Открываемый минимум (m) – наименьшее количество вещества, которое при определенных условиях можно открыть действием данного реагента: выражается в микрограммах: 1 мкг = 10-6 г.

Предельная концентрация (Спред.) – отношение единицы массы (1г) определяемого иона к массе наибольшего количества растворителя; выражается в г/ см3. Величина, обратная предельной концентрации – предельное разбавление

Пример 9: Вычислить предельную концентрацию и предельное разбавление раствора соли Pb2+, если открываемый минимум Pb2+ 0,15 мкг, а минимальный объем раствора, необходимый для открытия свинца в виде хромата, равен 0,03 см3.

146. Вычислить предельное разбавление и минимальную концентрацию, если открываемый минимум соли натрия, определяемой в виде цинк-уранил ацетата, составляет 12,5 мкг, а минимальный объем 0,05 см3.

147. Микрокристаллоскопическая реакция на ион Mg2+ в виде соли MgNH4PO4 удается с предельно разбавленным раствором, содержащим 1,2 10-5 г/ см3 Mg2+. Минимальный объем 0,001 см3 Найти открываемый минимум.

148. Реакция ионов серебра с иодидом калия удается при разбавлении 75000 см3/г. Открываемый минимум равен 0,13 мкг. Каков минимальный объем исследуемого раствора.

149. Реакция на SO42- c хлоридом кальция удается при наличии 0,21 мкг определяемого иона в объеме 0,02 см3. При каком разбавлении возможна эта реакция.

150. Открываемый минимум ионов Zn2+ в виде соли Zn[Hg(CNS)4] равен 0,1 мкг. Минимальный объем исследуемого раствора 0,005 см3. Найти предельное разбавление.

151. Вычислить минимальный объем соли Cu2+ в виде соли Cu[Fe(CN)6] открываемый минимум равен 0,02 мкг, а предельное разбавление раствора равно 2500000 см3/г.

152. Капельная реакция на никель с диметилглиоксимом позволяет обнаружить 0,0625 мкг никеля в капле объемом 0,05 см3. Вычислить предельное разбавление.

153. Минимальный объем раствора, необходимый для открытия NH4+ реактивом Несслера, равен 5 см3. Вычислить открываемый минимум, если предельное разбавление ионов NH4+ в растворе равно 20 000 000 см3/г.

154. Ион PO43- определяется из 0,005 М раствора фосфата натрия действием ацетата свинца в объеме 0,003 см3. Рассчитать открываемый минимум иона PO43-.

155. В дм3 воды содержится 0,5 г Cu2+. Открываемый минимум иона Cu2+ с гидроксидом аммония 0,2 мкг. Рассчитать минимальный объем раствора, содержащего открываемый минимум определяемого иона.

156. Открываемый минимум ионов Pb2= c KI в уксуснокислой среде 0,07 мкг в объеме 0,05 см3. Вычислить предельную концентрацию и предельное разбавление исследуемого раствора.

157. Ион Ag+ с хроматом калия определяется из объема 0,001 см3 0,02 М раствора нитрата серебра. Найти предельное разбавление и открываемый минимум исследуемого раствора.

158. Открываемый минимум реакции иона калия с кобальтинитритом натрия составляет 0,12 мкг. Предельная концентрация раствора равна 1 : 8 000 г/см3. вычислить минимальный объем.

159. Чему равен открываемый минимум реакции обнаружения иона кальция в виде оксалата, если она удается с 0,001 см3 0,001 М раствора хлорида кальция.

160. Вычислить Vmin для реакции иона CrO42- c карбазидом, если открываемый минимум этой реакции 0,25 мкг, а предельная концентрация 1/2·10-5 г/ см3.

 


Поделиться:

Дата добавления: 2015-04-15; просмотров: 152; Мы поможем в написании вашей работы!; Нарушение авторских прав





lektsii.com - Лекции.Ком - 2014-2024 год. (0.005 сек.) Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав
Главная страница Случайная страница Контакты