Презентация на тему "Закон действующих масс и его использование в расчетах"

Содержание

• 
  Слайд 1

  Закон действующих масс и его использование в расчетах

• 
  Слайд 2
  
• 
  Слайд 3
  
• 
  Слайд 4

  КТ - термодинамическая константа

  КТ = f (природа вещества, природа растворителя, Т, Р), не зависит от С и I. где е - основание натурального логарифма; ΔG° - стандартное изменение энергии Гиббса; R - универсальная газовая постоянная; Т - абсолютная температура

• 
  Слайд 5

  Кf - функция активности

  Кf

• 
  Слайд 6

  Применение теории сильных электролитов в аналитических расчетах

  Для раствора, содержащего 0,1 М СаСl2, 0,2 М КСl и 0,1 М CH3COOH, определить активность ионов кальция и хлорида, а также концентрационную константу уксусной кислоты. Решение: СаСl2 Ca2+ + 2Cl-; KCl K+ + Cl- 0,1 0,2 0,2 0,2 I=1/2(0,1.22+0,2.12+0,4.12)=0,5 f1 = 0,84; f2 = 0,50; a(Ca2+)= 0,1. 0,50 = 0,05 a(Cl-)= 0,4. 0,84 = 0,336

• 
  Слайд 7

  Расчет концентрационной константы

  CH3COOH CH3COO- + H+ f1 f1 Kk= KT/f12 Kk= 1,7.10-5/(0,84)2=2,4.10-5

• 
  Слайд 8
  

  Константы сильных, слабых, хорошо и малорастворимых электролитов. Показатели констант

  Константы распада электролита (К и рК): рК = -lgК

• 
  Слайд 9

  Константы образования ( и lg)

• 
  Слайд 10

  Константы H2O.

• 
  Слайд 11

  Константы кислот и их показатели (Ка и рКа)

• 
  Слайд 12
  

  двух- и многопротонные кислоты: H2SO4, H4[Fe(CN)6] и др. H2SO4 H+ + HSO4– ( = 100%), К1т 1 К1к – не существует HSO4– H+ + SO42– Сильные многопротонные кислоты являются сильными только по первой ступени.

• 
  Слайд 13

  Кислоты растворимые слабые

  однопротонные HF, HNO2, HClO, CH3COOH и др.  3% HF  H+ + F–

• 
  Слайд 14
  
• 
  Слайд 15
  

  Если f(H+) и f(F–) = 1, то Как = Кат это возможно в чистых растворах слабых кислот. Если f(H+) и f(F–) Кат это наблюдается в «грязных» растворах, т.е. содержащих различные сильные электролиты. Увеличение Кк по сравнению с Кт в присутствии сильных электролитов называется солевым эффектом. КHF = 10–4рКHF = -lg 10–4 = 4

• 
  Слайд 16
  

  По константам и показателям констант производят сравнение силы слабых кислот. Правило: Чем больше значение константы или чем меньше ее показатель, тем сильнее кислота. КарКа HCOOHHFHNO2 10–4 4 более сильные CH3COOH 10–5 5 HClO 10–9 9

• 
  Слайд 17
  
• 
  Слайд 18
  

  В общем случае: Кок(т) = К1 К2 К3 … Кn рКок(т) = рК1 + рК2 + рК3 + … рКn Силу двух и многопротонных кислот устанавливают по значению К1 (или рК1), т.к. значение первой константы всегда больше последующих: К1 > К2 > К3 … > Kn, а рК1

• 
  Слайд 19

  Константы оснований и их показатели (Кb и рКb)

  Основания растворимые сильные однопротонные KOH, NaOH, LiOH, TlOH KOH  K+ + OH–  = 100%; Кк не существует; Кт = 1 двух- и многопротонные основания Ba(OH)2BaOH+ + OH–;  = 100%; К1к не существует; К1т = 1 BaOH+ Ba2+ + OH– Ba(OH)2 и Sr(OH)2 – сильные основания, но только по 1-й ступени.

• 
  Слайд 20

  Основания растворимые слабые

  однопротонные NH3H2O (HOH), CH3NH2H2O, C5H5NH2O или: NH3H2O  [NH3.H]OHNH4OH [CH3NH2H]+ OH– [C5H5NH]+OH NH3H2O  NH4+ + OH–

• 
  Слайд 21
  
• 
  Слайд 22

  Двух- и многопротонные основания

  малорастворимые основания: Ca(OH)2 – сильное, но только по 1-й ступени слабые: AgOH, Cu(OH)2, Fe(OH)3 и др. характеризуются, как и растворимые, Квт и рКвт К1 > K2 > K3 > … > Kn Ko = K1 K2 K3 … KnрК = -lgК Сила оснований определяется значением константы и ее показателем. Чем больше значение константы или чем меньше значение показателя константы, тем сильнее основание. Сравнение силы проводят по первой ступенчатой константе. КврКв NH3H2O 10-5 5 CH3NH2H2O 10-3 3 более сильное “en” К110–4 4

• 
  Слайд 23

  Константы комплексных ионов

  Комплексные соединения при диссоциации на внешнюю и внутреннюю сферу относятся к сильным электролитам, а внутренняя сфера при диссоциации относится к слабым электролитам. [Ag(NH3)2]Cl [Ag(NH3)2]+ + Cl–

• 
  Слайд 24
  

  Кнест., константа устойчивости  Кступенч. и Ко ступ. и о Количество ступеней соответствует количеству лигандов в комплексном ионе: Ко = К1 К2 …  Кn; рК = -lgКнест. о = 12 … n; lgo рКнест. всегда равен lg

• 
  Слайд 25
  

  Для ступенчатых констант:  - есть обратная величина той константе нестойкости, которая характеризует данное равновесие и наоборот. Константы нестойкости и обратные им величины характеризуют стабильность комплексных ионов. Чем меньше значение Кнест.; или чем больше значение ее показателя, тем более прочный или более стабильный комплексный ион. Чем больше значение  или больше значение ее логарифма (lg), тем более прочным является комплексный ион. Ко, нест.рКо, нест.оlgo [Ag(NH3)2]+ 10–7 7  107 7 [Ag(CN)3]2- 10–19 19  1019 19 более прочный

• 
  Слайд 26

  Константы малорастворимых электролитов

  Кислоты: H4SiO4, H2SiO3, HSbO3 Основания: AgOH, Fe(OH)2, Al(OH)3 Соли: AgCl, BaSO4, K2Pb[Cu(NO2)6], K2Na[Co(NO2)6], KFe[Fe(CN)6] СaCO3 (т) Сa2+ + CO32–

• 
  Слайд 27
  

  Ksk = [Ca2+]  [CO32–] (рассчитывают) Кsт = а(Са2+)  а(СО32–) (в справочнике) Константа растворимости характеризует растворимость малорастворимого электролита, чем меньше значение Kso, тем меньше растворимость малорастворимого электролита. Сравнение можно проводить только для электролитов одной симметрии: Kso рKsoAgCl 10–10 10 AgI 10–16 менее растворим 16 Ba3(PO4)2 10–39 менее растворим 39 Ca3(PO4)2 10–29 29 рKso = -lgKso

• 
  Слайд 28
  

  Вывод выражения константы равновесия реакций, протекающих без изменения степени окисления, через константы слабых и малорастворимых электролитов

• 
  Слайд 29
  

  Константа равновесия для любых взаимодействий есть отношение произведений констант слабых и малорастворимых электролитов,вступивших в реакцию, к произведению аналогичных констант образовавшихся веществ. Каждая константа возводится в степень, равную стехиометрическому коэффициенту

• 
  Слайд 30

  Константа равновесия и полнота протекания реакции

  Реакция считается протекающей практически полно, если вступившие в нее вещества переходят в продукты реакции на 99% (качественный анализ) или на 99,99% (количественный анализ). 1 моль – 100% х – 99% х = 0,99 моль [A]вст. = 0,99 моль/л; [C]обр. = 0,99 моль/л; [A]ост. = 1 – 0,99 = 0,01 моль/л; [B]вст. = 0,99 моль/л; [D]обр. = 0,99 моль/л; [B]ост. = 1 – 0,99 = 0,01 моль/л.

• 
  Слайд 31
  

  Если реакция протекает на 99%, то К равновесия (для реакции типа Ар-р + Вр-р ↔ Ср-р + Dр-р) составляет 104, а для обратной реакции 10–4.

• 
  Слайд 32

  Расшифровка значений К для реакций типа Ар-р + Вр-р ↔ Ср-р + Dр-р

  К > 1 “→” прямая реакция в стандартных условиях К ≥ 104 “→” прямая реакция в стандартных условиях протекает практически полно К >> 104 “→” прямая реакция в стандартных условиях протекает практически полно и ее нельзя сместить в сторону обратной реакции даже избытком реагента К

• 
  Слайд 33
  

  10-4 1 Kp Вправо при избытке реагента

• 
  Слайд 34

  Возможности К равновесия реакции

  Константа равновесия показывает: принципиальную, т.е. термодинамическую возможность протекания реакции, ее направление и полноту; последовательность протекания реакций с участием одного и того же вещества; наиболее вероятную реакцию из числа возможных при взаимодействии одних и тех же веществ; возможность смещения равновесия.

• 
  Слайд 35
  

  Пример 1. Hg22+ +2Cl- = Hg2Cl2↓ K = 1/Kso = 1018 Kso Ag+ +Cl-= AgCl↓ K = 1/Kso = 1010Kso Pb2+ +2Cl- = PbCl2↓ K = 1/Kso = 105Kso Протекают все три реакции слева направо практически полно, но вначале Cl–-ион взаимодействует с Hg22+, затем с Ag+, а потом с Pb2+. Правило: первой протекает та реакция, константа равновесия которой имеет большее значение.

• 
  Слайд 36
  

  Пример 2. Наиболее вероятна 3 реакция

• 
  Слайд 37
  

  Пример 3. 1. CaCO3↓+ 2CH3COOH ↔ Ca(CH3COO)2 + H2CO3К = 6 ∙ 10–2 (10–4 – 104) 2.AgCl↓ + 2NH3 ↔ [Ag(NH3)2]ClК = 3 ∙ 10–3 (10–4 – 104) В стандартных условиях реакция 1 обратная, но ее можно сместить в сторону прямой избытком реагента, т.е. растворить CaCO3 можно, используя избыток CH3COOH относительно стехиометрического количества; AgCl также можно растворить, используя избыточную концентрацию NH3.

• 
  Слайд 38
  

  Необходимый избыток рассчитывают, решая неравенство К > π (функция π) Константа К отвечает за протекание реакции в стандартных условиях, а функция π – за протекание в реальных условиях с учетом концентрации реагирующих веществ. Функция π записывается так же как и К по закону действующих масс, но с произвольно задаваемыми концентрациями, т.е. с теми, которые имеются в данной ситуации. К > π → К

• 
  Слайд 39
  

  Сколько мл концентрированного раствора аммиака потребуется для полного растворения 0,1 г хлорида серебра? Решение: Концентрированный аммиак имеет концентрацию около 25% или 13 М. Растворение AgCl в растворе аммиака будет протекать по уравнению реакции: AgCl↓ + 2 NH3 = [Ag(NH3)2]+ + Cl-. Константа равновесия этой реакции: К = Kso(AgCl) . β(Ag(NH3)2)+ = 1,78.10-10.1,7.107 = 3,03.10-3.

• 
  Слайд 40
  

  Из выражения для константы равновесия найдем концентрацию аммиаката серебра: обозначим [Ag(NH3)2]+ = х, тогда [Cl-] = х и К = х.х/(13-х)2, и, поскольку х по сравнению с 13 мал, К = х2/132, откуда х = √3,03.10‑3.169 = 0,72 моль/л. Следовательно, такой же будет концентрация растворившегося AgCl. Поскольку данное его количество (ν) составляет: ν = m/M = 0,1 г/143,3 г/моль = 7.10-4 моль, то требуемый объем раствора аммиака будет равен: V = ν/C = 7.10-4 моль/0,72 моль/л = 9,7.10-4 л = 0,97 мл или примерно 1 мл. Ответ: потребуется 1 мл концентрированного раствора аммиака.

• 
  Слайд 41
  

  ТИР (теория ионных равновесий) применительно к типам химических реакций

  Известны 4 типа химических реакций: - осаждения - кислотно-основного взаимодействия - окисления-восстановления -комплексообразования.

• 
  Слайд 42

  Реакции осаждения

  Равновесие в системе «осадок – насыщенный р-р малорастворимого сильного электролита» Реакции осаждения – частный случай гетерогенного равновесия. Растворимость S(S - сольвент) – природное свойство любого вещества образовывать гомогенную, т.е. однородную систему с растворителем.

• 
  Слайд 43

  Способы выражения растворимости

  г/ на 100 г H2O; г/л раствора; моль/л раствора По величине растворимости вещества делят: Хорошо растворимые S > 5 ∙ 10–2моль/л (много) NaCl, KNO3, CuSO4 и др. Малорастворимые S: 5 ∙ 10–2 – 10–3 моль/л (мало) PbCl2, AgCH3COO, SrCrO4, BaF2, MgC2O4, CaSO4. Практически нерастворимые S

• 
  Слайд 44

  Взаимосвязь между Sи Kso

  Если растворимость S выражена в моль/л, то она означает концентрацию малорастворимого электролита в насыщенном растворе, а так же концентрацию его единичного иона с учетом стехиометрических коэффициентов. CaCO3(p-p) = Ca2+ + CO32- C = S C = S C = S KsoCaCO3= [Ca2+].[CO32-] = SCaCO3.SCaCO3 = S2CaCO3 Ca3(PO4)2 = 3Ca2+ + 2PO43- C = S C = 3S C = 2S KsoCa3(PO4)2= [Ca2+]3.[PO43-]2= (3S)3.(2S)2= 33.22.S5Ca3(PO4)2 В общем виде: KskKmAn = mm.nn.Sm+nKsтKmAn= mm.nn.Sm+n.fm(Kn+).fn(Am-)

• 
  Слайд 45
  

  Напишите выражение Kso малорастворимого электролита Mg3(PO4)2 через равновесные концентрации и через растворимость. Рассчитайте KsoMg3(PO4)2, если его растворимость 9,85 10−4 моль/л.

  Решение: Mg3(PO4)2 = 3Mg2+ + 2PO43- S 3S 2S Kso = [Mg2+]3.[PO43-]2 = (3S)3.(2S)2 = 108S5 = 108.(9,85.10-4)5 = 1,00.10-13  

• 
  Слайд 46

  Расчет растворимости с использованием Kso при I = 0 и I > 0

  I = 0 («чистый» водный раствор малорастворимого электролита) f = 1, a = C, Ksк = Ks т 2. I > 0 («грязный» водный раствор, т.е. содержит другие электролиты) f

• 
  Слайд 47
  

  Рассчитайте растворимость PbBr2 в чистом водном растворе в моль/л и в г/л. M(PbBr2) = 367 г/моль.

  Решение: PbBr2 = Pb2+ + 2Br- S S 2S Kso = [Pb2+].[Br-]2 = S.(2S)2 = 4S3 Откуда = = 1,315.10-2 моль/л S, г/л = S.M = 1,315.10-2 моль/л . 367 г/моль = 4,83 г/л.  

• 
  Слайд 48

  I > 0 в присутствии одноименных ионов

  ← + Na2SO4 изб. ← + BaCl2 изб. При введении в систему одноименных ионов растворимость малорастворимых электролитов уменьшается.

• 
  Слайд 49

  Расчет растворимости в присутствии одноименных ионов

  Расчет проводят, используя значение Kso, не учитывая коэффициенты активности, т.к. одноименные ионы подавляют действие ионной силы (fкатиона = fаниона = 1). В случае одноименного аниона растворимость (S) малорастворимого (м.р.) электролита равна концентрации его единичного катиона, а ее рассчитывают через Kso и избыточную концентрацию одноименного аниона. В случае одноименного катиона растворимость (S) м.р. электролита равна концентрации его единичного аниона, а ее рассчитывают через Kso и избыточную концентрацию катиона.

• 
  Слайд 50
  

  одноименные ионы – анионы одноименные ионы – катионы

• 
  Слайд 51

  Общая формула

• 
  Слайд 52
  

  Ионное произведение (ИП) и критерии установления возможности образования и выделения в осадок малорастворимых электролитов с учетом реальных концентраций

  ИП – это произведение исходных концентраций (с учетом разбавления) ионов в соответствующих степенях, которые могут образовать малорастворимый электролит, до их химического взаимодействия. ИП Kso: раствор пересыщен, малорастворимый электролит образуется и выделяется в осадок; ИП >> Kso: раствор пересыщен, малорастворимый электролит образуется и выделяется в осадок.

• 
  Слайд 53
  

  Выпадет ли осадок при смешении 20 мл 0,005 М раствора хлорида кальция с 30 мл 0,002 М раствора серной кислоты?

  Решение: Концентрации с учетом разбавления при смешивании растворов будут равны: С(СаСl2) = 0,005.20/50 = 0,002 M = C(Ca2+), C(H2SO4) = 0,002.30/50 = 0,0012 M = C(SO42-). Тогда ИП = C(Ca2+).C(SO42-) = 0,002.0,0012 = 2,4.10-6, сравнивая с Kso = 2,5.10-5 видим, что ИП

• 
  Слайд 54

  Критерий и расчет практической полноты осаждения

  Осаждение считается практически полным, когда концентрация ионов малорастворимого электролита, оставшихся в растворе над осадком, не превышает 10–6 моль/л. [i]ост. ≤ 10–6 моль/л

• 
  Слайд 55

  Формулы расчета полноты осаждения

  осаждается катион KsoKmAn = [Kn+]mост. ∙ [Am–]nизб осаждается анион KsoKmAn = [Kn+]mизб. ∙ [Am–]nост. Общая формула:

• 
  Слайд 56

  Расчет полноты осаждения

  Будет ли достигнута полнота осаждения ионов Pb2+и Ag+, если к 10 мл их 0,5 М раствора добавить 10 мл 2 М раствора HCl? Решение: Исходные концентрации ионов с учетом разбавления при смешивании растворов будут равны соответственно: С(Pb2+) = 0,25 M, C(Ag+) = 0,25 M и C(Cl-) = 1 M. После протекания реакций осаждения: Pb2+ + 2Cl-= PbCl2↓ Ag+ + Cl-= AgCl↓ оставшаяся концентрация хлорид-иона будет равна: C(Cl-) = 1-2*0,25-0,25 = 0,25 М. Следовательно, С(Ag+)ост. = S(AgCl) = Kso/C(Cl-) = 1,78.10-10/0,25 = 7,1.10-10 M (10-6). Таким образом, полнота осаждения Ag+достигается, а Pb2+- нет.

• 
  Слайд 57

  Факторы, влияющие на полноту осаждения

  Концентрация осадителя Температура (t) Природа растворителя Сила осадителя как электролита Солевой эффект

• 
  Слайд 58

  Влияние концентрации осадителя

  Избыточная концентрация осадителя увеличивает полноту осаждения и является положительным фактором только в том случае, если осадитель в избытке не вступает в химическую реакцию с осадком. Например:

• 
  Слайд 59
  

  Избыточная концентрация осадителя является отрицательным фактором, если избыток осадителя вступает в химическую реакцию с осадком и осадок частично или полностью растворяется с образованием кислых или комплексных солей. Например:

• 
  Слайд 60

  Влияние температуры (t)

  При увеличении t увеличивается активность химического взаимодействия, но в то же время увеличивается растворимость (S) малорастворимого электролита (осадка). Например: S(PbCl2) при 70о > S(PbCl2) при 20о. Уменьшение t не способствует активному протеканию взаимодействия, но приводит к уменьшению растворимости осадка (S), поэтому вначале систему нагревают, а затем охлаждают или выдерживают при комнатной температуре 15-20 минут.

• 
  Слайд 61

  Влияние природы растворителя

  Растворимость (S) малорастворимых электролитов уменьшается в присутствии органических растворителей, хорошо смешивающихся с водой.

• 
  Слайд 62

  Влияние силы осадителя как электролита

  При использовании осадителя входящего в состав более сильного электролита достигается более полное осаждение. 1). Практически полное осаждение достигается в большей степени при добавлении сильного электролита по сравнению со слабым электролитом

• 
  Слайд 63

  Солевой эффект

  Солевой эффект – это увеличение растворимости малорастворимого электролита при I > 0 в присутствии посторонних ионов. Для подавления солевого эффекта, т.е. для подавления действия большой ионной силы, вводят большую концентрацию одноименных ионов в составе сильного электролита.

• 
  Слайд 64
  

  Расчет концентрации осадителя для начала и практически полного осаждения ионов

  осаждаемый ион – катион осаждаемый ион – анион Общая формула:

• 
  Слайд 65
  

  Для расчета концентрации осадителя для практически полного осаждения необходимо знать Кso малорастворимого электролита и критерий практически полного осаждения иона (10–6 моль/л). Общая формула:

• 
  Слайд 66

  Дробное осаждение

  Это определенная последовательность в образовании и выделении в осадок малорастворимых электролитов из одного и того же раствора при действии одним и тем же осадителем. Два правила дробного осаждения 1. При одинаковой концентрации осаждаемых ионов образование и выделение в осадок малорастворимых электролитов наблюдается по мере увеличения их растворимости (S), т.е. первым образуется и выделяется в осадок тот малорастворимый электролит, растворимость которого наименьшая. 2. При разных концентрациях осаждаемых ионов образование и выделение в осадок малорастворимых электролитов наблюдается по мере увеличения концентрации осадителя, необходимой для начала осаждения каждого иона, т.е. первым выделяется в осадок тот малорастворимый электролит, для начала осаждения которого потребуется меньшая концентрация осадителя.

• 
  Слайд 67

  Пример правила 1

  Дан р-р: Cl–, Br– C(Cl–) = C(Br–) +AgNO3 10–6моль/л

• 
  Слайд 68

  Пример правила 2

  Дан р-р:Cl–, Br– и C(Cl–) ≠ C(Br–) С(Cl–) = 1 моль/л; С(Br–) = 10–3 моль/л +AgNO3 ↓ ос-к: AgCl, AgBr Т.к. 10–10

• 
  Слайд 69
  

  Kакой осадок выпадет первым, если к раствору, содержащему 0,1 М KCl и 0,01 М K2CrO4 прибавить раствор нитрата серебра?

  Решение: Kso(AgCl) = 1,78.10-10, Kso(Ag2CrO4) = 1,1.10-12. Для начала осаждения Cl-C(Ag+) = Kso(AgCl)/C(Cl-) = 1,78.10-10/0,1 = 1,78.10-9. Для начала осаждения CrO42- C(Ag+) = √Kso(Ag2CrO4)/C(CrO42-) = = √1,1.10-12/0,01 = 1,05.10-5. Так как 1,78.10-9

• 
  Слайд 70
  

  Какая доля (в%) хлорид-ионов выпадет в осадок до начала осаждения хромат-ионов?

  Решение: Найдем С(Сl-), оставшуюся в растворе на момент начала осаждения хромат-ионов: С(Сl-) = Kso(AgCl)/С(Ag+)нач.ос.хромат-иона = 1,78.10-10/1,05.10-5= 1,7.10-5. Эта величина от исходной концентрации составляет: 1,7.10-5.100/0,1 = 0,017% Следовательно, до начала осаждения хромат-ионов в осадок выпадет: 100%-0,017% = 99,983% хлорид-ионов.

• 
  Слайд 71

  Совместное осаждение

  Это одновременное осаждение ионов одним и тем же осадителем из одного и того же раствора. Совместное осаждение возникает, если растворимость (S) малорастворимых электролитов одинаковая или одинаковая концентрация осадителя для начала осаждения разных ионов. Совместное осаждение может быть полным и частичным. Чтобы выяснить наличие совместного осаждения (полного или частичного), необходимо произвести расчеты концентрации осадителя для начала и практически полного осаждения и представить их графиками.

• 
  Слайд 72
  

  Расчеты для построения графиков осаждения Расчет С(осадителя) для начала и практически полного осаждения каждого иона. Нанесение полученных значений на график и соединение их прямой линией. Определение области совместного осаждения.

• 
  Слайд 73

  Полное совместное осаждение

  Пример: Происходит ли совместное осаждение Ag+ и Hg22+из их 0,1 М растворов при добавлении HCl?Кso(AgCl) = 10-10,Кso(Hg2Cl2) = 10-18 Решение: С(HCl)для нач.ос.Ag+= Кso(AgCl) /C(Ag+) = 10-10/0,1 = 10-9 М С(HCl)для нач.ос.Hg22+= == 10-9М С(HCl)для конца.ос.Ag+= Кso(AgCl) /10-6 = 10-10/10-6 = 10-4 М С(HCl)для конца.ос.Hg22+= == 10-6М  

• 
  Слайд 74
  

  Сi Cисх= 0,1      10-6М 10-9М 10-6М 10-4М Cосадителя

• 
  Слайд 75

  Частичное совместное осаждение

  Пример: Происходит ли совместное осаждение Ва2+ и Sr2+из их 0,1 М растворов при добавлении H2SO4? Кso(ВаSO4) = 10-10 Кso(SrSO4) = 10-7 Решение: 1. С(H2SO4)для нач.ос. Ва2+= Кso(ВаSO4) /C(Ва2+) = 10-10/0,1 = 10-9М С(H2SO4)для нач.ос.Sr2+= Кso(SrSO4) /C(Sr2+) = 10-7/0,1 = 10-6 М С(H2SO4)для конца.ос. Ва2+= Кso(ВаSO4) /10-6= 10-10/10-6= 10-4 М С(H2SO4)для конца.ос.Sr2+= Кso(SrSO4) /10-6 = 10-7/10-6 = 10-1 М

• 
  Слайд 76
  

  Сi Cисх=0,1 SrSO4 ВаSO4     КПО=10-6М 10-9М 10-6М10-4М 10-1М Cосадителя

• 
  Слайд 77

  Фракционированное (раздельное) осаждение

  Возможно ли раздельно осадить Mg2+и Fe3+ из их 0,1 М растворов действием NaOH? Решение: В справочнике находим Кso(Fe(OH)3) = 6,3.10-38, Кso(Mg(OH)2) = 6,0.10-10.Рассчитываем С(ОН-) для начала осаждения ионов Fe3+: С(ОН-)нач. = =8,6.10-13М, рН=1,93 и конца осаждения ионов Fe3+: С(ОН-)кон.= =4,0.10-11М, рН=3,6. Аналогичнои для Mg2+ : С(ОН-)нач. = =7,7.10-5М, рН = 9,9; С(ОН-)кон.= =2,4.10-2М, рН = 12,4. Разделение возможно в интервале рН 4 – 9.  

• 
  Слайд 78
  

  Сi Cисх=0,1 10-6 М 10-12 10-11 10-4 10-2 Cосадителя

• 
  Слайд 79

  Важнейшие осадители

  Кислоты: HCl, H2SO4, H2S, коричная кислота. Основания: NaOH, KOH, NH3∙H2O, 8-оксихинолин Соли: Na2CO3 (K2CO3), Na2HPO4 (K2HPO4), KI, AgNO3, BaCl2, K2CrO4, K2Cr2O7.

• 
  Слайд 80

  Растворение осадков

  Критерий полноты растворения осадков: 10–2 моль/л. Sм.р. эл-та, содержащего осаждаемый ион, ≥ 10–2М или (≥ 2∙10–2, ≥ 5∙10–2)  

• 
  Слайд 81
  

  Растворение осадка происходит при ИП

• 
  Слайд 82
  

  Пример 1.Кso(MgСO3) = 3,1.10-5 ; S = == 5,6.10-3 М или S(г/л) = S.M = 5,6.10-3моль/л.84 г/моль = 0,47 г/л Следовательно, осадок массой 0,5 г растворится практически полностью, если раствор разбавить водой до 1 л.  

• 
  Слайд 83
  

  Пример 2.Mg(OH)2 + 2NH4+ = Mg2+ + 2NH3.H2O Кso(Mg(OH)2) = 6,0.10-10 ; Кb(NH3.H2O) = 1,76.10-5 Константа равновесия этой реакции K= Кso(Mg(OH)2)/ Кb2(NH3.H2O) = 6.10-10/(1,76.10-5)2 = 1,94 ≈ 2, что больше 1, следовательно, реакция протекает. Применяется для отделения Mg2+ от других катионов V группы.

• 
  Слайд 84
  

  Пример 3.CaCO3↓+ 2CH3COOH ↔ Ca(CH3COO)2+ H2O+ CO2 ↑ Константа равновесия этой реакции К= 6 ∙ 10–2больше 10–4, реакция растворения протекает при избытке CH3COOH Применяется для получения раствора катионов III группы после перевода их сульфатов в карбонаты.

• 
  Слайд 85
  

  Пример 4. Вопрос: Будут ли полностью растворяться в концентрированном аммиаке AgClи AgBr? Ответ: Рассчитаем долю свободных ионов Ag+в 13 М растворе аммиака: α(Ag+) = 1/(1+β1C(NH3)+β2C(NH3)2) = 1/(1+2,1.103.13+1,7.107.(13)2) = 3,5.10-10M. Тогда S(AgCl) = C(Cl-) = Kso(AgCl)/α(Ag+) = 1,78.10-10/3,5.10-10= 0,5 M, что больше 10-2M. S(AgBr) = C(Br-) = Kso(AgBr)/α(Ag+) = 5,3.10-13/3,5.10-10= 1,5.10-3M, что меньше 10-2M, следовательно, AgClрастворяется полностью, а AgBr – частично.

• 
  Слайд 86
  

  Пример 5. 3CuS + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 3S + 2NO + 4H2O Окисление сульфид-ионов до свободной серы приводит к растворению осадка CuS.

• 
  Слайд 87

  Перевод одних осадков в другие

  Необходимость такого перевода возникает при анализе смеси катионов III группы. Для реакции ВаSO4 + Na2CO3 = BaCO3 + Na2SO4 Константа равновесия К = Kso(ВаSO4)/Kso(ВаCO3) = 1,1.10-10/4.10-10 =0,275 Так как эта величина меньше 1, то степень протекания такой реакции меньше 50%. А сколько именно?

• 
  Слайд 88
  

  Константа равновесия К = [SO42-]/[CO32-] = 0,275 Поскольку [SO42-]+[CO32-] = Со=const, то К = [SO42-]/(Со -[SO42-]), откуда [SO42-] = СоК/(1+К) = Со.х, где х – это та часть карбонат-иона, которая перешла в осадок, что соответствует доле BaSO4, перешедшей в BaСO3. Эта величина равна: Х = 0,275/(1+0,275) = 0,216 = 21,6%. Следовательно, при однократной обработке осадка BaSO4в BaСO3 перейдет его только около 20%, поэтому для полного перевода сульфата бария в карбонат бария такую обработку необходимо повторить не менее 5 раз, заменяя раствор карбоната натрия на свежий, свободный от сульфат-ионов.