Закон действующих масс и его использование в расчетах. (Лекциии 4-6)

Содержание

Слайд 2

Слайд 3

Слайд 4

КТ - термодинамическая константа КТ = f (природа вещества, природа растворителя,

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

Кf - функция активности

Кf

Слайд 6

Применение теории сильных электролитов в аналитических расчетах Для раствора, содержащего 0,1

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 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
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

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

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

Константы распада электролита

(К и рК): рК = -lg К
Слайд 9

Константы образования (β и lg β)

Константы образования (β и lg β)

Слайд 10

Константы H2O.

Константы H2O.

Слайд 11

Константы кислот и их показатели (Ка и рКа)

Константы кислот и их показатели (Ка и рКа)

Слайд 12

Константы кислот и их показатели (Ка и рКа) двух- и многопротонные

Константы кислот и их показатели (Ка и рКа)

двух- и многопротонные кислоты:

H2SO4, H4[Fe(CN)6] и др.
H2SO4 → H+ + HSO4– (α = 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. α

Кислоты растворимые слабые

однопротонные
HF, HNO2, HClO, CH3COOH и др. α ≤

3%
HF ⇔ H+ + F–
Слайд 14

Слайд 15

Если f(H+) и f(F–) = 1, то Как = Кат это

Если f(H+) и f(F–) = 1, то Как = Кат
это

возможно в чистых растворах слабых кислот.
Если f(H+) и f(F–) < 1, то Как > 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 = 10–4 рКHF = -lg 10–4 = 4
Слайд 16

По константам и показателям констант производят сравнение силы слабых кислот. Правило:

По константам и показателям констант производят сравнение силы слабых кислот.
Правило:
Чем больше

значение константы или чем меньше ее показатель, тем сильнее кислота. Ка рКа
HCOOH HF HNO2 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 ⋅

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 < рК2 … < рКn. По К1 и рК1 сравнивают силу всех слабых кислот, включая однопротонные.
Слайд 19

Константы оснований и их показатели (Кb и рКb) Основания растворимые сильные

Константы оснований и их показатели (Кb и рКb)

Основания растворимые сильные
однопротонные
KOH, NaOH,

LiOH, TlOH
KOH → K+ + OH–
α = 100%; Кк не существует; Кт = 1
двух- и многопротонные основания
Ba(OH)2 → BaOH+ + OH–; α = 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 →

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

Основания растворимые слабые

Основания растворимые слабые

Слайд 22

Двух- и многопротонные основания малорастворимые основания: Ca(OH)2 – сильное, но только

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 ⋅ … ⋅ Kn рК = -lg К
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.
Кв рКв
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

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 β К ступенч. и Ко β ступ. и

Кнест., константа устойчивости β
К ступенч. и Ко β ступ. и βо
Количество ступеней

соответствует количеству лигандов в комплексном ионе:
Ко = К1 ⋅ К2 … ⋅ Кn; рК = -lg Кнест.
βо = β1 ⋅ β2 ⋅ … ⋅ βn; lg βo
рКнест. всегда равен lg β
Слайд 25

Для ступенчатых констант: β - есть обратная величина той константе нестойкости,

Для ступенчатых констант: β - 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 β или больше значение ее логарифма (lg β), тем более прочным является комплексный ион.
Ко, нест. рКо, нест. βо lg βo
[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

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–)

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 рKso AgCl 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

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

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,

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

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

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 < 1 “←” обратная реакция в стандартных условиях
К ≤ 10–4 “←” обратная протекает в стандартных условиях практически полно
К << 10–4 “←” обратная протекает практически полно и ее нельзя сместить в сторону прямой реакции даже избытком реагента
К = 1 ↔ динамическое равновесие в стандартных условиях
К : 10–4 - 104 ↔ динамическое равновесие, которое можно смещать в желаемую сторону избытком реагента.

Слайд 33

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

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

+ Dр-р
10-4 1 Kp
Вправо при избытке реагента
Слайд 34

Возможности К равновесия реакции Константа равновесия показывает: принципиальную, т.е. термодинамическую возможность

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

Пример 1.
Hg22+ +2Cl- = Hg2Cl2↓ K = 1/Kso = 1018 Kso
Ag+

+Cl- = AgCl↓ K = 1/Kso = 1010 Kso
Pb2+ +2Cl- = PbCl2↓ K = 1/Kso = 105 Kso

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

Пример 2.

Наиболее вероятна 3 реакция

Слайд 37

Пример 3. 1. CaCO3↓+ 2CH3COOH ↔ Ca(CH3COO)2 + H2CO3 К =

Пример 3.

1. CaCO3↓+ 2CH3COOH ↔ Ca(CH3COO)2 + H2CO3 К = 6

∙ 10–2 (10–4 – 104)
2. AgCl↓ + 2NH3 ↔ [Ag(NH3)2]Cl К = 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

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 < π ← К = π ↔
Слайд 39

Сколько мл концентрированного раствора аммиака потребуется для полного растворения 0,1 г

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]+

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

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

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

Способы выражения растворимости

г/ на 100 г H2O; г/л раствора; моль/л раствора
По

величине растворимости вещества делят:
Хорошо растворимые S > 5 ∙ 10–2 моль/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 < 10–3 моль/л AgCl, Fe(OH)3, …
Абсолютно нерастворимых солей в природе нет.
Слайд 44

Взаимосвязь между S и Kso Если растворимость S выражена в моль/л,

Взаимосвязь между S и 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
Kso Ca3(PO4)2 = [Ca2+]3.[PO43-]2 = (3S)3.(2S)2 = 33.22.S5 Ca3(PO4)2
В общем виде:
KskKmAn = mm.nn.Sm+n KsтKmAn = mm.nn.Sm+n.fm(Kn+).fn(Am-)
Слайд 45

Напишите выражение Kso малорастворимого электролита Mg3(PO4)2 через равновесные концентрации и через

Напишите выражение Kso малорастворимого электролита Mg3(PO4)2 через равновесные концентрации и через

растворимость. Рассчитайте Kso Mg3(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 = 108.S5 = 108.(9,85.10-4)5 = 1,00.10-13

Слайд 46

Расчет растворимости с использованием Kso при I = 0 и I

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 < 1, a < C в присутствии посторонних ионов

Увеличение растворимости малорастворимых электролитов в присутствии посторонних ионов называется солевым эффектом

Слайд 47

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

Рассчитайте растворимость PbBr2 в чистом водном растворе в моль/л и в

г/л. M(PbBr2) = 367 г/моль.

 

Слайд 48

I > 0 в присутствии одноименных ионов ← + Na2SO4 изб.

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,

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

Расчет растворимости в присутствии одноименных ионов одноименные ионы – анионы одноименные ионы – катионы

Расчет растворимости в присутствии одноименных ионов

одноименные ионы – анионы

одноименные ионы –

катионы
Слайд 51

Общая формула

Общая формула

Слайд 52

Ионное произведение (ИП) и критерии установления возможности образования и выделения в

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: система представляет собой ненасыщенный раствор, малорастворимый электролит не образуется и не выделяется в осадок.
ИП = Kso : насыщенный раствор, малорастворимый электролит образуется, но не выделяется в осадок.
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

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 < Kso, поэтому осадок не выпадет.

Слайд 54

Критерий и расчет практической полноты осаждения Осаждение считается практически полным, когда

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

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

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), С(Pb2+) ост. = S(PbCl2) = Kso/C(Cl-)2 = 1,6.10-5/(0,25)2 = 2,56.10-4M (>10-6).
Таким образом, полнота осаждения Ag+ достигается, а Pb2+ - нет.
Слайд 57

Факторы, влияющие на полноту осаждения Концентрация осадителя Температура (t) Природа растворителя

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

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

Влияние концентрации осадителя Избыточная концентрация осадителя является отрицательным фактором, если избыток

Влияние концентрации осадителя

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

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.

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

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

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

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

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

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

Пример правила 1

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

моль/л < 10–5 моль/л
↓ SAgBr < SAgCl
ос-к: AgCl, AgBr первым выделится AgBr
бел. бл.ж.
Слайд 68

Пример правила 2 Дан р-р: Cl–, Br– и C(Cl–) ≠ C(Br–)

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 < 10–9, то первым выделяется AgCl
Слайд 69

Kакой осадок выпадет первым, если к раствору, содержащему 0,1 М KCl

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 < 1,05.10-5 , то первым в осадок выпадает AgCl.

Слайд 70

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

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

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

Совместное осаждение Расчеты для построения графиков осаждения Расчет С(осадителя) для начала

Совместное осаждение

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

Полное совместное осаждение

 

Слайд 74

Полное совместное осаждение Сi Cисх= 0,1 Hg2Cl2 10-6 М 10-9 М

Полное совместное осаждение

Сi
Cисх= 0,1
Hg2Cl2
10-6 М
10-9 М 10-6 М

10-4 М Cосадителя

AgCl

Слайд 75

Частичное совместное осаждение Пример: Происходит ли совместное осаждение Ва2+ и Sr2+

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

Частичное совместное осаждение Сi Cисх=0,1 SrSO4 ВаSO4 КПО=10-6 М 10-9 М

Частичное совместное осаждение

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

10-1 М Cосадителя
Слайд 77

Фракционированное (раздельное) осаждение

Фракционированное (раздельное) осаждение

 

Слайд 78

Фракционированное (раздельное) осаждение Сi Cисх=0,1 10-6 М 10-12 10-11 10-4 10-2 Cосадителя

Фракционированное (раздельное) осаждение

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,

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

Растворение осадков

Критерий полноты растворения осадков:
10–2 моль/л.
Sм.р. эл-та, содержащего осаждаемый ион,

≥ 10–2 М
или (≥ 2∙10–2, ≥ 5∙10–2)
Слайд 81

Растворение осадков Растворение осадка происходит при ИП Уменьшение концентрации ионов осадка

Растворение осадков

Растворение осадка происходит при ИПУменьшение концентрации ионов осадка возможно при:
1.

сильном разбавлении;
2. связывании ионов осадка в малодиссоциированный (слабый) электролит;
3. образовании из ионов осадка газообразного соединения;
4. связывание ионов осадка в комплексное соединение;
5. окисление или восстановление ионов осадка.
Слайд 82

Растворение осадков

Растворение осадков

 

Слайд 83

Растворение осадков Пример 2. Mg(OH)2 + 2NH4+ = Mg2+ + 2NH3.H2O

Растворение осадков

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

Растворение осадков Пример 3. CaCO3↓+ 2CH3COOH ↔ Ca(CH3COO)2 + H2O +

Растворение осадков

Пример 3. CaCO3↓+ 2CH3COOH ↔ Ca(CH3COO)2 + H2O + CO2

↑
Константа равновесия этой реакции
К = 6 ∙ 10–2 больше 10–4 , реакция растворения протекает при избытке CH3COOH
Применяется для получения раствора катионов III группы после перевода их сульфатов в карбонаты.
Слайд 85

Растворение осадков Пример 4. Вопрос: Будут ли полностью растворяться в концентрированном

Растворение осадков

Пример 4. Вопрос: Будут ли полностью растворяться в концентрированном аммиаке

AgCl и 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=
1,5.10-3 M, что меньше 10-2M, следовательно, AgCl растворяется полностью, а AgBr – частично.
Слайд 86

Растворение осадков Пример 5. 3CuS + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 3S

Растворение осадков

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

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?
- Предыдущая
Готовимся к тотальному диктанту – 2018. Оформление прямой речи
Следующая -
Налоговые проверки и условия их развития в КР

Похожие презентации

Подготовка к ЕГЭ
КУБАНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ КУБАНСКИЙ МЕДИЦИНСКИЙ ИНСТИТУТ КАФЕДРА ФУНДАМЕНТАЛЬНОЙ И КЛИНИЧЕСКОЙ БИОХИМ
Микробиологическая лаборатория и ее задачи. Микроскоп и работа с ним. Морфология шаровидных бактерий
Аминокислоты – структурные единицы белков
Проект: «Биологическая роль йода, нахождение йода в лекарственных препаратах»
Применение карбоновых кислот и сложных эфиров
Происхождение химических элементов
Растворы. Способы выражения концентрации растворов
Получение Н2, О2, щелочей
Жуғыш заттар және жуғыш әсері. 1 Лекция
Закономерности наследования признаков, установленные Г. Менделем
Органическая химия. (Урок 1-2)
Алюминий и его соединения
Двовимірний ямр. Типи двовимірних спектрів
Периодический закон. Периодическая система элементов. (Лекция 2)
Общая геология. Породообразующие минералы
ИГРЫ С ПЕРЧАТКАМИ Часто в химических лабораториях игривые экспериментаторы используют не по назначению латексные перчатки. Напр
Алкены
Основы химической коррозии
Устойчивость дисперсных систем
Монокристаллы InSb. Свойства, выращивание, применение
Тіндер-тірі организмнің иерархиялық деңгейінің ұйымдастырудың бір түрі. Олардың құрылымдық принциптері
Основи прийняття рішень, щодо захисту населення під час різних фаз радіаційної аварії. Критерії для прийняття рішень
Нефть. Образование нефти
Гомологи бензола
Илік заттар. Тітіркендіруші заттар. Қапталғыш заттар, адсорбциялаушы заттар
Полиэтилентерефталат. Свойства. Получение
Презентация по Химии "Химия. Щелочные металлы" - скачать смотреть
Вы можете прислать нам Вашу презентацию и мы опубликуем ее на сайте.
Обратная связь
Для правообладателей
Email: Нажмите что бы посмотреть