В каком объеме насыщенного раствора содержится

Задача 1. Рассчитайте ионную силу растворов RbNO3, CuCl2 и Na3PO4, если их молярные концентрации равны 0,1 моль/дм3.

Решение.1 В растворе нитрата рубидия:

2 Для раствора CuCl2:

3 Ионы Na+ и РО4–3 создают ионную силу:

.

Задача 2. Рассчитайте активности ионов K+ и SO42– в растворе сульфата калия с молярной концентрацией С(K2SO4) = 0,1 моль/дм3.

Решение:ионная сила тринарного электролита K2SO4 – m = 0,3.

Рассчитаем f(K+ ) и f(SO42–) по (6.1.6):

Итак, в растворе сульфата калия с молярной концентрацией С(K2SO4) = 0,1 моль/дм3 активности ионов составят:

а(K+ ) = С(K+ ) ∙ f(K+ ) = 0,20.0,75 = 0,15;

a(SO42–) = С(SO42–) ∙ f(SO42–) = 0,1.0,32 = 0,032.

Задача 3. Рассчитайте средний коэффициент активности для водного раствора гидроксида натрия с молярной концентрацией С(NaOH) = 0,1 моль/дм3 и сравните его с экспериментально найденной величиной 0,764.

Решение: ионная сила бинарного NaOH – m = 0,1.

По формуле Дебая – Хюккеля (6.1.5) находим f±:

–

Как видно, в данном случае рассчитанное и экспериментально найденное значения среднего коэффициента активности близки, разница составляет 0,8 %.

По уравнению Дэвиса (6.1.7):

Задача 4. Вычислите произведение растворимости Fe(OH)2, если в 100 см3 его насыщенного раствора содержится 9,6∙10–5 г этого гидроксида.

Решение: протолиз гидроксида: Fe(OH)2 ↔ Fe2+ + 2OH– – из одного моль Fe(OH)2 образуется один моль ионов Fe2+ и два моль ионов OH–. Таким образом, в 1 дм3 насыщенного раствора гидроксида железа (+2) будет содержаться:

1) n(Fe(OH)2) =

так как

n(Fe(OH)2) = n(Fe2+) = 2n(OH–), то С(Fe2+) = 1,07∙10–5 моль/дм3

и

С(OH–) = 2∙1,07∙10–5 = 2,14∙10–5 моль/дм3;

2) ПР(Fe(OH)2) = [Fe2+][ OH–]2 =1,07∙10–5∙ (2,14∙10–5)2 = 4,9∙10–15.

Ответ: ПР(Fe(OH)2) = 4,9∙10–15.

Задача 5. Произведение растворимости Ag2CO3 составляет 8∙10–12. Рассчитать растворимость карбоната серебра в моль/дм3 и г/дм3.

Решение: 1) запишем выражение произведения растворимости для карбоната серебра – ПР(Ag2CO3) = [Ag+]2[CO32–] = 8∙10–12;

2) используем формулы (6.1.12) и (6.1.13)

Задача 6. В каком объёме насыщенного раствора Ag3PO4 содержится один грамм этой соли (ПР(Ag3PO4) = 1,3∙10–20)?

Решение: 1) вычислим растворимость ортофосфата серебра в г/дм3 по формуле (6.1.13)

2) вычисляем объём насыщенного раствора, который будет содержать один грамм соли Ag3PO4 из соотношения

Задача 7. В 10 дм3 насыщенного раствора СаСО3 содержится 0,0278г ионов кальция. Вычислить произведение растворимости карбоната кальция.

Решение:1) запишем выражение для произведения растворимости этой соли

ПР(СаСО3) = [Са2+][СО32–];

где концентрации ионов Са2+ и СО32– выражены в моль/дм3;

2) из выражения ПР(СаСО3) следует, что при протолизе одного моль СаСО3 образуется по одному моль ионов Са2+ и СО32–, т.е.

n(СаСО3) = n(Са2+)= n(СО32–) моль;

3) вычислим концентрации ионов Са2+ и СО32– (в моль/дм3) по формуле:

4) ПР(СаСО3) = [Са2+][СО32–] = 6,95∙10–5∙6,95∙10–5 = 4,8∙10–9.

Задача 8. Образуется ли осадок AgBr (ПР = 6,0∙10–13), если слить равные объёмы растворов AgNO3 и KBr с концентрациями С(AgNO3) = С(KBr) = 0,001 моль/дм3?

Решение: 1) условием выпадения осадка бромида серебра является выполнение соотношения – ПКи[Ag+][Br–] > ПР(AgBr);

2) концентрации Ag+ и Br–, с учетом разбавления, составят

[Ag+] = [Br–] = 0,001/2 = 5,0∙10–4 моль/дм3;

3) вычисляем произведение концентраций ионов и сравниваем его значение с ПР(AgBr)

ПКи[Ag+][Br–] = 5,0∙10–4 ∙5,0∙10–4 = 2,5∙10–7 >> ПР(AgBr) = 6,0∙10–13.

Вывод: осадок AgBr выпадет.

Задача 9. Вычислить растворимость CaF2 (в моль/дм3) в воде и в растворе CaCl2 c концентрацией С(CaCl2) = 0,05 моль/дм3 (ПР(CaF2) = 4∙10–11). Во сколько раз растворимость во втором случае меньше, чем в первом? Расчеты провести с учетом и без учета ионной силы раствора.

Решение. А. Расчет без учета ионной силы раствора.

1 В этом случае учитывается только протолиз фторида кальция:

CaF2 ↔ Са2+ + 2F–. При этом – S(CaF2) = [Са2+] = 1/2[F–]. Поэтому растворимость CaF2 в воде ведём по формуле (6.1.12)

2 Растворимость CaF2 в воде, но с учетом избытка одноимённого иона Са2+.

Ионные равновесия в данном растворе:

а) CaF2 ↔ Са2+ + 2F–; б) CaCl2 ↔ Са2+ + 2Cl– (100%). Протолиз по (а) протекает весьма незначительно и даёт концентрацию [Са2+]1; полный протолиз CaCl2 даёт концентрацию [Са2+]2 = С(CaCl2) = 0,05 моль/дм3. В итоге, суммарная концентрация ионов кальция в растворе составит:

[Са2+]S = [Са2+]1 + [Са2+]2 ≈ [Са2+]2 ≈ 0,05 моль/дм3.

Тогда равновесная концентрация ионов фтора будет равна:

ПР(CaF2) =[ Са2+][ F–]2 =0,05∙(2S(CaF2))2;

3 Из уравнения протолиза фторида (CaF2 ↔ Са2+ + 2F–) следует, что растворимость этой соли будет определяться из соотношения:

S(CaF2) = 1/2[F–] = 1/2∙1,4∙10–5 = 7,0∙10–6 моль/дм3.

4 Растворимость CaF2 в присутствии избытка CaCl2 меньше его растворимости в чистой воде в 2∙10–4 /7,0∙10–6 ≈ 28,6 раз.

Б. Расчет с учетом ионной силы раствора.

1 Ионную силу раствора будут, в основном, определять ионы Са2+ и Cl–, образующиеся при протолизе хлорида кальция. Учитывая, что CaCl2 тринарный электролит, то ионная сила данного раствора составит 3С(CaCl2), т.е. I = 3∙0,05 = 0,15. Из таблицы 6.1 находим: f(Са2+) = 0,42; f(Cl–) = 0,81. Тогда произведение растворимости фторида кальция будет определяться соотношением:

ПР(CaF2) = f(Са2+) f2(Cl–) [ Са2+][ F–]2.

2 Растворимость CaF2 в воде с учетом ионной силы раствора:

Растворимость CaF2 в воде с учетом ионной силы раствора увеличилась по сравнению с его растворимостью в чистой воде в:

3,3∙10–4/2∙10–4 = 1,65 раза.

3 Растворимость CaF2 с учетом ионной силы раствора и избытка одноимённого иона Са2+.

Равновесная концентрация ионов фтора:

ПР(CaF2) = f(Са2+)∙ f2(F–) ∙ [ Са2+][ F–]2, откуда

Растворимость CaF2 при этом составит:

S(CaF2) = 1/2[F–] = 1/2∙2,7∙10–5 ≈ 1,35∙10–5 моль/дм3.

4 Растворимость CaF2, в присутствии избытка CaCl2 и с учетом ионной силы раствора, меньше его растворимости в чистой воде в 2∙10–4 /1,35∙10–5 ≈ 14,8 раза.

Соседние файлы в папке 1361191805_archive

• #
• #
• #
• #
• #

ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ

Примеры решения задач

––––––––––––––––

* См. табл. 4

Подавляющее большинство веществ обладает ограничений растворимостью в воде и других растворителях. Гетерогенная система, в которой в состоянии равновесия находится осадок и насыщенный раствор электролита при постоянной температуре, характеризуется величиной, которая называется произведением растворимости ПР.

Произведение растворимости равно произведению концентраций ионов малорастворимого электролита в насыщенном растворе, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов.

В общем случае выражение произведения растворимости для малорастворимого электролита типа описывается уравнением:

,

где , – концентрации ионов в растворе.

Более строго произведение растворимости выражается через произведение активностей ионов:

.

Величины произведений растворимости у разных веществ различны. Произведение растворимости зависит от природы растворенного вещества и растворителя, а также от температуры.

Величины произведений растворимости позволяют оценить возможность образования осадка в данных условиях, вычислить концентрацией ионов малорастворимой соли в насыщенном растворе и т.д.

Если < – то раствор ненасыщенный,

если = – то раствор насыщенный,

если > – раствор пересыщенный.

Осадок образуется в том случае, когда произведение концентрацией ионов малорастворимого электролита превысит величину его произведения растворимости при данной температуре. Когда ионное произведение станет равным величине ПР, выпадение осадка прекращается.

Пример 1.

Растворимость СаСО3 равна 0,0069 г/л. Рассчитайте произведение растворимости СаСО3.

Растворимость СаСО3 равная 0,0069 г/л означает, что в 1 л раствора содержится 0,0069г СаСО3. Находим молярную концентрацию этого раствора:

СМ = 0,0069/(100×1) = 6,9×10-5 моль/л.

Так как каждая молекула СаСО3 при растворении дает по одному

иону и то моль/л.

Следовательно,

Пример 2.

Произведение растворимости PbSO4 составляет . Сколько грамм содержится в 500 мл раствора при 250С?

Равновесие в данной системе выражается следующей схемой:

.

Тогда моль/л.

Запишем выражение для произведения растворимости :

х×х = х2;

тогда моль/л.

моль/л – это молярная концентрация каждого иона в растворе или молярная концентрация раствора PbSO4, .

Массу PbSO4 в 500 мл раствора рассчитываем из формулы:

,

где г/моль;

Пример 3.

Выпадает ли осадок при смешивании равных объемов растворов и с одинаковыми концентрациями 0,2 моль/л. .

При смешивании объем раствора возрастает вдвое, и концентрация каждого из веществ уменьшается вдвое, т.е. станет 0,2 моль/л: 2 = 0,1 моль/л. Равновесие при диссоциации каждой исходной соли можно записать:

a cоли образованной при их смешивании:

Тогда концентрации моль/л; моль/л.

Следовательно, произведение концентраций ионов образовавшейся соли будет:

Полученная величина превышает . Поэтому часть соли PbCl2 будет выпадать в осадок.

Пример 4.

Какая масса кальция находится в виде ионов в 2 л насыщенного раствора ?

Так как раствор насыщенный, то произведение растворимости достигнуто, В растворе устанавливается равновесие:

Находим молярную концентрацию кальция в насыщенном растворе

;

Молярная концентрация кальция моль/л.

Найдем содержание кальция в граммах:

а в 2л насыщенного раствора:

Контрольные задания

111. Произведение растворимости Ag3PO4составляет 1,810-18. В ка-ком объёме насыщенного раствора содержится 0,05 г растворённой соли?

112. В 3 л насыщенного при комнатной температуре раствора PbSO4содержится 0,132 г соли. Вычислите произведение растворимости PbSO4.

113. В 3 л насыщенного раствора AgIO3содержится в виде ионов 0,176 г серебра. Вычислите произведение растворимости AgIO3.

114*. К 50 мл 0,001 н. раствора HCI добавили 450 мл 0,001 н. раствора азотнокислого серебра. Выпадет ли осадок хлорида серебра?

115*. Будет ли выпадать осадок при добавлении к 100 мл 0,02 н. раствора сульфата калия 100 мл 0,01 н. раствора хлорида кальция?

116*. Исходя из произведения растворимости карбоната кальция, найдите массу СаСО3, содержащуюся в 100 мл его насыщенного раствора.

Таблица 5. Произведение растворимости труднорастворимых в воде соединений (при температуре 25 С)

117*. Образуется ли осадок сульфата серебра, если к 0,02 М раствору азотнокислого серебра добавить равный объем 1 н. раствора серной кислоты?

118. В 500 мл воды при 18 С растворяется 0,0166 г Ag2CrO4. Чему равно произведение растворимости этой соли?

119*. Какая масса серебра находится в виде ионов в 1 л насыщенного раствора AgBr?

120*. В каком объеме насыщенного раствора Ag2S содержится 1 мг растворенной соли?

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Примеры решения задач

Гидролизом солей называется обменное взаимодействие ионов соли с водой, протекающее в сторону образования молекул слабого электролита ( основания или кислоты) и накопления Н+ или ОН- ионов, приводящего к изменению нейтральной реакции среды.

Гидролиз по катиону.

Гидролизу подвергаются соли, образованные слабыми основаниями и сильными кислотами ( и др.). С водой взаимодействует катион слабого основания, объединяющийся с ионом ОH- из воды. Ион водорода H+ при этом освобождается и подкисляет раствор, рH которого становится меньше 7.

Гидролиз по аниону.

Гидролизу подвергаются соли, образованные сильными основаниями и слабыми кислотами ( и др.). Анион слабой кислотой взаимодействует с ионом Н+ из Н2О. Ион гидроксила при этом освобождается, и рН становится больше 7.

Гидролиз по катиону и аниону.

Соли, образованные слабыми основаниями и слабыми кислотами, гидролизуются и по катиону, и по аниону ( и др.). Гидролиз протекает до конца и характеризуется небольшими изменениями рН среды, так как связанными оказываются как ионы ОН- из воды, так и ионы Н+. Так как образующиеся слабые основание и кислота являются электролитами разной силы (их константы неодинаковы), то рН раствора будет определять более сильный из них электролит.

Если Кд (основания)> Кд (кислоты), то рН > 7;

Если Кд (основания)< Кд (кислоты), то рН < 7.

Гидролизу не подвергаются соли, образованные сильными основаниями и сильными кислотами: ( и др.) так как ни катион, ни анион соли не могут при взаимодействии с водой образовывать молекулы слабых электролитов. Водные растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды (рН=7).

Гидролиз можно усилить, разбавлением раствора и повышением температуры раствора.

Пример 1.

Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакции гидролиза и укажите рН раствора КСN.

KCN+HOH«HCN+KOH

K++CN-+HOH«HCN+K++OH-

CN-+HOH«HCN+OH-, рН>7.

Соль КСN образована сильным основанием и слабой кислотой. Гидролиз идет по аниону слабой кислоты НСN. В результате гидролиза образуется слабая кислота НСN и избыток ионов ОН-, которые подщелачивают раствор. рН раствора будет больше 7.

Пример 2.

Составьте молекулярные и ионно – молекулярные уравнения реакций гидролиза и укажите реакцию раствора NH4Cl.

NH4Cl+HOH« NH4OH+HCl

рН<7.

Соль NH4Cl образована слабым основанием и сильной кислотой. Гидролиз идет по катиону слабого основания NH4OH. В результате гидролиза образуется слабое основание NH4OH и избыток ионов Н+, которые подкисляют раствор. рН раствора будет меньше 7.

Пример 3.

Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций гидролиза и укажите рН раствора СН3СОО(NH4).

СН3СОО(NH4)+HOH « СН3СООH+ NH4OH

Гидролиз в данном случае идет и по катиону, и по аниону. В результате гидролиза образуются и слабые основания NH4OH , и слабая кислота СН3СООН (КД=1,86×10-5). Так как константы диссоциации этих электролитов практически одинаковы, то реакция раствора этой соли будет близка к нейтральной (рН=7).

Пример 4.

Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций гидролиза и укажите рН раствора Аl(NO3)3.

Гидролиз соли, образованной поливалентным катионом и слабого основания, протекает ступенчато через стадии образования основных солей:

1 ступень AlCl3+HOH«Al(OH)Cl2+HCl

Al3++ 3Cl-+HOH«Al(OH)2++2Cl-+H++Cl-

Al3++HOH« Al(OH)2++H+,рН<7.

2 ступень Аl(OH)Cl2+HOH«Al(OH)2Cl+HCl

Al(OH)2++2Cl-+HOH«

pH<7.

3 ступень Al(OH)2Cl+HOH«Al(OH)3+HCl

рН<7.

Гидролиз соли протекает сильно по первой ступени, слабо – по второй ступени и совсем слабо – по третьей ступени (ввиду накопления ионов водорода процесс смещается в сторону исходных веществ).

Пример 5.

Изменится ли нейтральная реакция среды при растворении в воде соли NaCl?

Соль NaCl образована сильным основанием и сильной кислотой, поэтому гидролизоваться не будет и изменения рН в растворе не произойдет.

NaCl+HOH = NaOH+HCl

Na++Cl-+HOH=Na++OH-+H++Cl-

HOH=H++OH-

В этом случае происходит необратимая реакция, нейтрализации сильного основания сильной кислотой, обратная процессу гидролиза.

Контрольные задания

121. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакции гидролиза и укажите реакцию растворов солей:

CH3COONa, ZnCl2

122**. NH4Cl, K2CO3

123**. Al2(SO4)3, KCl

124**. CuCl2, Na2SiO3

125**. FeCl3, Na2SO4

126**. NH4NO3, Na2SO3

128*. KCN, FeCl2

129*. Na2S, ZnSO4

130*. K2SiO3, NiCl2