Т А Пальчевська - Аналітична хімія та інструменентальні методи аналізу - страница 5

Страницы:
1  2  3  4  5  6  7  8  9  10  11  12  13  14  15  16  17  18  19  20  21  22  23  24  25  26  27  28  29  30  31  32  33  34  35  36  37  38  39  40  41  42  43  44  45  46 

AgCl Ag+ + Cl-ДPAgCl = [Ag+][Cl-]

 

[ Ag + ] =                =                     =    -10 -9(моль/л)

 

Згідно одержаним результатам видно, що першим випаде осад Ag!, тому що для його осадження необхідна концентрація Аргентуму, що дорівнює 1 10-15 моль/л, і добуток розчинності буде досягатися раніше, ніж у AgCl.

Осад AgCl почне випадати при наступному поступовому додаванні AgNO3 у розчин, що містить Cl- і І-, концентрація іонів І- буде зменшуватися, а концентрація іонів Ag+ постійно буде зростати. Настане момент коли для утво­рення осаду AgІ необхідно буде така ж концентрація іонів Ag+, як для утворення осаду AgCl. З цього моменту почнеться одночасне осадження осадів.

ДР AgCl _

 

[Cl - ] _

" г/" ] '

ДР AgCl .

_ 1 -10-10

ДР Agl "

_ 1 -10-16

У даному випадку осад AgCl почне випадати, коли концентрація іонів Ag+, необхідна для осадження Ag^ буде дорівнювати тій концентрації, яка необхідна для осадження AgCl:

 

[ Ag + ] = тобто

[Cl-]

або  {СП =^А^ = ^^ = -

 

1.      Якщо концентрація іонів йодиду у розчині зменшиться на стільки, що концентрація Cl- стане у 106 разів більше її, почне випадати осад AgCl.Добуток розчинності. Як розрахувати розчинність? В яких одиницях вимірюється розчинність, при визначенні добутку розчинності?

2.      Що таке іонний добуток концентрацій (ІД)? Як його можно розрахувати? Які співвідношення між ІД та Др можливі?

3.      Вплив присутності різних електролітів на розчинність осаду. Дія одноіменних іонів.

4.      Визначити добуток розчинності аргентуму бромату, якщо у 200 мл води розчинили 0,35 г AgBrO3.

5.      Визначити добуток розчинності аргентуму хромату, якщо у 500 мл води розчинили 0,011 г Ag2CrO4.

6.      Яка сіль порівнянно із іншою більш розчинна у воді і у скільки разів:

а) SrCO3 чи BaCO3; б) BaSO4 чи CaSO4.

7.      Визначити розчинність (моль/л, г/л), використовуючи значення їх ДР (табл.4, додаток ІІ):

а)  AgCl у воді; б) AgCl у 0,01 М KCl;

б)  CaC2O4 у воді; б) CaC2O4 у 0,01 М (NH4)^C2O4.

8.      Добуток розчинності PbCrO4, дорівнює 1,8-10-14. Чи утворюється осад при змішуванні рівних об'ємів 0,01 М розчину PbCl2 та 0,05 М розчину Na2CrO4?

9.      Добуток розчинності CaSO4, дорівнює 6,310-5. Чи утворюється осад при змішуванні рівних об'ємів 0,0001М розчинів CaCl2 та K2SO4?

10.  До 150 мл насиченого розчину AgCl додали 10 мл 3% -ного розчину NaCl. Скільки грамів Аргентуму залишиться у розчині?

11.  До 125 мл насиченого розчину PbSO4 додали 5 мл 0,5% розчину H2SO4. Скільки грамів Плюмбуму залишиться у розчині?

12.Визначити розчинність PbC2O4 у розчині при рН: а) 2,1; б) 3,2.

13. Яка концентрація іонів Магнію у розчині Mg(OH)2, якщо рН 11,0?

14. При якій концентрації іонів хромату почне випадати осад PbCrO4 із 0,1М Pb(NO3)2?

15. При якій концентрації іонів Магнію почне випадати осад Mg(OH)2 із розчи­ну, який має рН 8,7?

16. При якому рН почне випадати осад Со(ОН)2 із 0,1М Со02?

17. Яка речовина почне випадати першою при поступовому додаванню AgNO3 до розчину, в 1л якого міститься 0,01 моль KCl і 0,1 моль K2CrO4?

18. У 20 мл розчину міститься 20 мг K2CrO4 і 15 мг K2SO4. До розчину додавали Pb(NO3)2 невеликими порціями. Яка сіль буде випадати першою?\

19.Чи можна осадити H2S іони Fe2+ із розчину, в якому концентрація іону H+ 0,2 н?

2+

20.Чи можна практично повністю осадити H2S іони Cd із розчину, у якому концентрація іонів H+ 0,5 н?

21.  Розчин із концентрацією іонів H+ 0,3 н містить іони Fe2+ та Cu2+. Який із них буде осаджуватися після насичення розчину H2S?

Скільки грамів іонів Pb2+ та І- міститься в 1 мл насиченого розчину Pbb, якщо при 250С ДР цієї солі дорівнює 8,7-10-9?Рівновага у розчинах координаційних (комплексних) сполук

Теоретичні основи утворення та будова комплексних сполук. Класифікація комплексів. Органічні реагенти в якісному аналізі, внутрішньокомплексні сполуки. Константи нестійкості та стійкості комплексів. Застосування методу комлексоутворення в хімічному аналізі.

Розчинна комплексна сполука дисоціює як сильний електроліт. Має всі особливості, що притаманні любому сильному електроліту, у розчині якого встановлюється рівновага між іонами і іонними парами. Наприклад,

K2[Hgl4] =^2K+ + [Hgl4f

Але використовуючи точні методи дослідження, можна виявити у розчині дуже малу концентрацію частинок, що утворюються у результаті ступінчастої дисоціації комплексного іону:

п2-

[HgL №ІзГ + Г [Hgis]- ^ [Hgl2]0 + І-[Hgl2]0 ^ [Hgl]+ + І-

[Hgl]+ 5= Hg2+ + І-

Внутрішня сфера копмплексної сполуки достатньо стійка і тому комплексні іоні дисоціюють частково і ведуть себе як слабкі електроліти.

Таким чином можна зробити висновок: стійкість комплексу характеризується здатністю його до дисоціації, яка відбувається у дві стадії:

К2№У       2K+ + [HgV]2-

№Ц2-        Hg2+ + 4І-

Перша стадія - дисоціація сильного електроліту. Друга стадія йде шляхом дисоціації слабкого електроліту - процес зворотній. Але існують сполуки з не стійкою внутрішньою сферою. Розчини таких сполук практично не містять комплексних іонів, так як вони повністю дисоціюють на складові частини. Подібно до того, як до групи слабких електролітів відносяться електроліти різної сили, які відрізняються один від одного значенням констант дисоціації, ступінчаста дисоціація стійких комплексних іонів також може бути кількісно охарактеризована відповідними константами дисоціації. Чим стійкіший комплекс, тим менша константа дисоціації.

Так як друга стадія дисоціації слабкого електроліту процес зворотній, то вона характеризується константою рівноваги, яка називається константою

нестійкості комплексного іону:   K =^-^——— або K -

L     о   4     J нест

Чим  менша  константа  нестійкості,  тим  стійкіший  комплекс. При однотипних комплексних сполуках можна в ряді випадків визначити напрямок зміщення рівноваги, порівнюючи їх константи нестійкості, наприклад, [HgCUf + 4І-   ^ [Hg^ ] 2" + 4C1-

K      = 8 5 -10-16       K      = 15 -10-30Рівновага практично повністю зміщена у бік утворення значно стійкішо­го комплексного іону [Hgl4] -.

Знаючи числові значення констант нестійкості, можна визначити концен­трацію іонів, що входять до складу комплексного іону, і з'ясувати напрямок реакції при відкритті певного іону.

 

Приклади задач до цього розділу пропонується розв'язувати без урахування ступінчастого характеру дисоціації комплексів, але слід пам'ятати, що в деяких випадках, це може призвести до розбіжностей між розрахованим і реальним значенням певних величин.

Приклад 1. Визначити концентрацію іонів Zn2+ і NH3, та ступінь іонізації комплексного іону у 1М розчині солі [Zn(NH3)4]Cl2, якщо Kjj[Zn(NH3)4]2+ = 2,6-10-10.

Розв'язання:

Сіль дисоціює у дві стадії:

[Zn(NH3)4]Cl2 [Zn(NH3)4]2+ + 2Cl-[Zn(NH3)4]2+ -5== Zn2+ + 4NH3

2+

Для того, щоб визначити концентрацію іонів Zn , які утворюються при

2+

дисоціації іону [Zn(NH3)4]2+, необхідно визначити спочатку концентрацію іонів

2+

[Zn(NH3)4]2+ згідно першої стадії дисоціації. З рівняння видно, що при дисоціації солі [Zn(NH3)4]Cl2 утворюється один іон [Zn(NH3)4]2+ і два іони Cl-, тому концентрація [[Zn(NH3)4]Cl2 ] = [[Zn(NH3)4]2+] = 1 моль/л, а [Cl-]=21 = 2 моль/л (у два рази більше концентрації солі)

1 моль/л                 1моль/л            2 моль/л

[Zn(NH3)4]Cl2 [Zn(NH3)4]2+ + 2Cl-

2+

Комплексний іон [Zn(NH3)4]   дисоціює у розчині:

1 моль/л                 х моль/л

[Zn(NH3)4]2+ в   Zn2+ + 4NH30

Константа нестійкості для комплексу:

= [Zn 2+] [ Ж 3]4 = 2 0-ю. —   [[Zn( NH 3)4 ]2+ ] ,

2+ 2+

Знаходимо концентрацію іонів Zn , зазначивши [Zn ]=х, тоді концентрація  аміаку  дорівнює  4х,  а  концентрація  неіонізованих іонів

2+

[Zn(NH3)4]   = 1-х. Підставляємо вираз у формулу константи нестійкості:

К = lZ"'+][ NH2 ]4 = ^ = 2,6 • 10-10.

[[Zn(NH3)4]2 + ]      1 - x

Так як х значно менше за 1, тому значенням х у знаменнику можна[[Zn(NH3)4]2+ ]   1 - x

знехтувати:   к      =------- =— =х = [Zn2+] = ^          = 3,99-10-3 = 4-10-3

256Концентрація аміаку буде у чотири рази більша:

[NH3] = 4 х 4-10-3 =16-10-3 = 1,610-2 моль/л

•   -      4 ■ 10_3 ■ 100%     . .1 Л.0/
Визначаємо ступінь дисоціації: а =---------------- 1-------- = 4-10 = 0,4 %.

Приклад 2. Визначити концентрацію іонів Ag+ у 0,1М розчині [Ag(NH3)2]NO3, що містить додатково 1 моль/л аміаку. Константа нестійкості іона [Ag(NH3)2]+ дорівнює 5,7-10-8.

Розв'язання:

Сіль дисоціює у дві стадії:

0,1 моль/л              0,1 моль/л       0,1 моль/л

[Ag(NH3)2]NO3 - [Ag(NH3)2]+ + NO3" 0,1 моль/л

[Ag(NH3)2]+ Ag+ + 2NH3 За рахунок надлишку аміаку (1 моль/л за умовою задачі) рівновага дисоціації, згідно закону Ле-Шательє, зміщена ліворуч. Тому можна знехтувати тією малою концентрацією аміаку (NH3), який утворюється за рахунок дисоціації комплексу, і прийняти [NH3] = 1 моль/л. Якщо знехтувати тією частиною комплексу, що продисоціював, можна прирівняти концентрацію тієї частини непродисоційованих іонів [Ag(NH3)2]+ до загальної концентрації солі - 0,1 моль/л. Тоді:

Страницы:
1  2  3  4  5  6  7  8  9  10  11  12  13  14  15  16  17  18  19  20  21  22  23  24  25  26  27  28  29  30  31  32  33  34  35  36  37  38  39  40  41  42  43  44  45  46 


Похожие статьи

Т А Пальчевська - Аналітична хімія та інструменентальні методи аналізу