Скрипко Т.В. Общая и неорганическая химия Практикум. Общая и неорганическая химия
 Скачать 2.12 Mb.
|
|
В задачах 694–709 определить кажущуюся степень диссоциации электролитов по температуре замерзания раствора
В задачах 710–721 вычислить температуру замерзания водных растворов электролитов
В задачах 722–736 определить кажущуюся степень диссоциации водных растворов электролитов по их температурам кипения
В задачах 737–753 вычислить степень диссоциации и концентрацию ионов водорода в растворах слабых электролитов по величине их констант диссоциации. Данные констант диссоциации взять из табл. 7 приложения
5.4. Ионное произведение воды. Водородный показатель Вода является слабым электролитом и в незначительной степени диссоциирует: Н2О = Н+ + ОН–. Константа равновесия этого процесса при 22 °С: К=[Н+][ОН–]/[Н2О]=1,810-16. Молярная концентрация воды [Н2О] вследствие незначительной диссоциации практически равна общей концентрации воды в 1 л: [Н2О] = 1000/18 = 55,56 моль/л. Тогда [Н+][ОН–]= К[Н2O] = 1,810-1655,56 = 10-14 – эта постоянная величина называется ионным произведением воды. Обозначается Кводы= [Н+][ОН–]. В нейтральном растворе концентрации ионов Н+ и ОН– равны между собой: [Н+] = [ОН–] = 10-7 моль/л. Однако только в разбавленных растворах можно пользоваться истинными концентрациями Н+ и ОН–. В концентрированных растворах нужно пользоваться активными концентрациями. Водородный показатель рН является количественной характеристикой среды раствора и вычисляется через отрицательный десятичный логарифм от концентрации ионов Н+: pН = -lg[Н+]. Для нейтральных растворов [Н+] = [ОН–] = 10–7, рН = 7; для кислых – [Н+] > 10–7, рН < 7; для щелочных [Н+] < 10-7, рН > 7. Гидиоксильный показатель рОН можно определить как рОН = -lg [ОН–]. Логарифмируя соотношение [Н+][ОН-] = 10-7 и меняя знаки на обратные, получим рН + рОН = 14 при 22 °С. Примеры составления задач и их решения Задача 754 Вычислить рН 0,1М раствора циановодородной кислоты по величине ее константы диссоциации. Решение: Находим степень диссоциации кислоты  .Отсюда [Н+]= См · = 0,1·7· 10-5 =7·10-6 моль/л. Водородный показатель раствора HСN рН = - lg[Н+] = -lg (7·10-6) =5,15. Задачу можно решить и другим способом: [Н+]=· См=  . Тогда [Н+] =  .Задача 766 Вычислить рН 0,175 М раствора азотной кислоты. Решение: Азотная кислота – сильный электролит, ее активная концентрация будет отличаться от истинной. Поэтому в таких случаях надо вносить поправку на активность электролита. Находим предварительно ионную силу раствора HNO3:   .В табл. 6 прил. находим коэффициент активности иона Н+ для вычисленной ионной силы раствора fH+ = 0,838. Определяем активность ионов водорода: аH+ =f·См=0,838·0,175=0,147. Вычисляем водородный показатель: pH = -lg аH+ = - lg 0,147 =  = –(–1 + 0,1673) = 0,8327;pH = 0,83. При выполнении заданий рекомендуется использовать методические указания [8] и табл. 6,7 приложения. В задачах 754–765 вычислить рН 0,1М растворов слабых электролитов по величине их констант диссоциации (табл. 7 приложения)
В задачах 766–775 вычислить рН растворов сильных электролитов с учетом их коэффициентов активности
5.5. Молекулярно-ионные уравнения обменных реакций между растворами электролитов Поскольку электролиты в растворах чаще всего образуют ионы, то для отражения сущности реакции в них используют часто так называемые ионные уравнения реакций. Написанием ионных уравнений подчеркивается тот факт, что согласно теории диссоциации в растворах происходят реакции не между молекулами, а между их ионами. Ионное уравнение в отличие от молекулярного уравнения относится не к одной какой-нибудь реакции между определенными, конкретными веществами, но может охватывать целую группу аналогичных реакций. В этом его большая практическая ценность и значение, например благодаря этому широко используются качественные реакции на различные ионы. Обменные реакции между электролитами практически необратимы и идут до конца в случае образования малорастворимых, малодиссоциирующих и газообразных соединений. При составлении молекулярно-ионных уравнений реакций малорастворимые, малодиссоциирующие, газообразные вещества и неэлектролиты записывают в виде молекул, а сильные электролиты в виде ионов, на которые они диссоциируют. Иногда встречаются и такие процессы, при которых труднорастворимые соединения находятся как среди исходных, так и конечных продуктов реакции: BaCO3↓ + K2SO4 ↔ BaSO4 ↓ + K2CO3. В подобных реакциях равновесие смещается в сторону образования того вещества, которое менее растворимо. Так как ВаСО3 более растворим (8,95·10-5 г-экв/л), чем BaSO4 (9,34·10-6 г-экв/л), то равновесие смещено слева направо. Примеры составления задач и их решения Задача 789 Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной формах реакции взаимодействия между следующими веществами: a) BaCI2 и Nа2SO4; б) Na2SO3 и НCl; в) K2CO3 и НNО3. Решение: Сильными электролитами являются почти все растворимые соли (кроме СиС12, Рb(СН3СОО)2, Fe(CNS)3), щелочи и сильные кислоты (HCI, НВг, НI, НNO3, Н2SO4, НClO4, НМnO4). Поэтому можно записать: a) BaCI2 +Na2SO4 = BaSO4 + 2 NaCI Ва2++ 2Сl– + 2Na+ + SO42– = BaSO4 + 2Na++ 2Сl– Ba2+ + SO42– = BaSO4 б) Na2SO3 + 2 HCI = 2NaCI + H2SO3 2Na+ + SO32- + 2 H+ + 2Сl– = 2Na+ + 2Сl– + H2SO3 2 H+ + SO32– = H2SO3 в) К2СO3 + 2 HNO3 = Н2O + СO2 + 2 KNO3 2 К+ + СО32– + 2 Н+ + 2NO3– = Н2O + СО2 + 2 К+ + 2NO3– 2 Н+ + СО32– = Н2O + СO2 В задачах 776–797 напишите в молекулярной и молекулярно-ионной форме уравнения реакций взаимодействия следующих веществ:
5.6. Произведение растворимости В насыщенном растворе малорастворимого электролита устанавливается равновесие между осадком электролита и ионами электролита в растворе. Например: BaSO4 ↔ Ва2+ + SO42– . в осадке в растворе В растворах электролитов состояние ионов определяется их активностями, поэтому константа равновесия процесса выразится следующим уравнением: К= α (Ва2+) · α (SO42-) / α (ВаSO4). Активность твердого сульфата бария есть величина постоянная, отсюда следует, что произведение активностей ионов Ва2+ и SO42– есть постоянная величина, называемая произведением растворимости,и обозначается α Ва2+ · α SO42- = ПР ВаSO4 . Если электролит очень мало растворим, то произведение активностей ионов можно заменить произведением их концентраций  = [Bа2+ ] · [SO42– ] .Если молекула электролита при диссоциации образует два и несколько одинаковых ионов, то концентрации этих ионов должны быть возведены в соответствующие степени, например:  = [Cа2+ ] · [F– ]2.Условием образования осадка является превышение произведения концентраций ионов малорастворимого электролита над его произведением растворимости. Растворение же осадка малорастворимого электролита происходит при условии, что произведение концентраций его ионов меньше значения произведения растворимости. Исходя из значений ПР, можно вычислять растворимость малорастворимых электролитов в воде и растворах, содержащих другие электролиты. Примеры составления задач и их решения Задача 798 Вычислить произведение растворимости фосфата серебра, если его растворимость равна 0,0065 г/л. Решение: Находим растворимость Ag3PO4 . Молярная масса Ag3PO4 равна 418,6 г/моль. Растворимость: S = 6,5·10-3 / 418,6 = 1,6·10-5 моль/л. При диссоциации Ag3PO4 образуется три иона Ag+ и один ион РO43– : АgзРO4 = 3 Ag+ + PO43–, поэтому [PO43–] равна растворимости Ag3PO4 , а концентрация иона Ag+ в 3 раза больше, т.е. [РO43–] = 1,6·10-5 моль/л; [Ag+]=3·1,6·10-5 =4,8·10-5 моль/л. Произведение растворимости Ag3PО4:  = [Ag+]3 · [ PO43–] = (4,8·10-5)3 · 1,6·10-5=1,77·10-18.Задача 824 Произведение растворимости иодида свинца при 20 oC равно 8·10–9. Вычислить растворимость соли (в моль/л и в г/л) при указанной температуре. Решение: Обозначим искомую растворимость через S (моль/л). Тогда в насыщенном растворе PbI2 содержится S моль/л ионов Pb2+ и 2S моль/л ионов I–. Отсюда:  ; .Поскольку мольная масса PbI2 равна 461 г/моль, то растворимость PbI2, выраженная в г/л, составит 1,3∙10–3∙461 = 0,6 г/л. | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||