Т А Пальчевська - Аналітична хімія та інструменентальні методи аналізу - страница 6

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 

 

KНЄт = [Ag + ] ^[NH3]+2 = [Ag^12 = 5,7 ■ 10-8 нест   [[ Ag (NH 3)2] + ] 0,1

 

[Ag+ ] = 0,1 • 5,7- 10-8 = 6- 10-9 моль/л

 

Приклад 3. Чи можна зруйнувати комплекс [Ag(NH3)2]+, концентрація якого 0,1 моль/л, додаванням до розчину:

а)  рівного об'єму [KCl] = 0,1 моль/л?

б) рівного об'єму [KCl] = 0,1 моль/л, та надлишку [NH3] = 10моль/л?

Розв'язання:

а) Комплексна сполука дисоціює:

0,1-х                        х 2х

[Ag(NH3)2]+ = Ag+            + 2NH3

 

Якщо концентрацію іонів Ag+ прийняти за х, то [NH3] = 2х, тому що у результаті дисоціації молекул аміаку утворюється у двічі більше, ніж іонів Аргентуму. Концентрація ж іонів [Ag(NH3)2]+ = 0,1 - х. Так як дисоціація комплексу невелика, а х < 0,1 , то різницю 0,1-х можна прийняти рівною 0,1, тоді:

K     = [ Ag + ] [ NH 3]2 = x (2 x )2 = 4x^ = 57 10_8 нест   [[ Ag (NH 3)2] + ]       0,1       0,1 ,х3 = 1,4-10-9 х = [Ag+] = 1-10-3

 

Визначивши концентрацію іонів Ag+ у розчині, можна порівняти її з концентрацією тих же іонів у насиченому розчині, якщо ,UPAgCi = 1,8-10-10.

APAgCi = [Ag+] [Cl-] 0,1     0,1 0,1 KCl = K+ + Cl-[Ag+] [Cl-] = 1-10-3 1-10-1 = 1-10-4 APAgCl = [Ag+] [Cl-] 1,8^10-10 < 110-4

Так як значення добутку концентрацій [Ag+] [Cl-] = 1 • 10-4 більше за ,HPAgCl = 1,8 •Ю-10, то осад буде випадати і комплекс буде руйнуватися.

б) При [NH3] = 10 моль/л, аміак у надлишку і рівновага зміщена ліворуч

0,1-х                       х               10 + х

[Ag(NH3)2]+ = Ag+ + 2NH3

 

Але значення х < 0,1, тому різницю ( 0,1- х) можна прийняти рівною 0,1, а суму (10 + х) за 10, тоді:

K        [Ag + ] ■ [NH3]2    x -(10x)2   100x3   5 7 _8

K нест —------------------- — —----------- —-------- — 5,/ ■ 10

нест   [[Ag(NH3)2]+ ]       0,1 0,1
= 5,7^10-11Визначивши концентрацію іонів Ag+ у розчині при надлишку аміаку 10 моль/л, її необхідно порівняти з концентрацією тих же іонів у насиченому розчині, якщо flPAgCl = 1,8 •Ю-10, визначивши спочатку добуток концентрацій іонів [Ag+] [Cl-].

APAgCl = [Ag+] [Cl-] 0,1     0,1 0,1 KCl = K+ + Cl-

[Ag+] [Cl-] = 5,7^10-11 110-1 = 5,740-12

APAgCl = [Ag+] [Cl-] 1,8^10-10 > 5,740-12

+            - -12

Так як значення добутку концентрацій [Ag ] • [Cl-] = 5,7•Ю- менше ніж ,HPAgCl = 1,8 •Ю-10, то осад не буде випадати і амміачний комплекс у присутності надлишку аміаку не руйнується при додаванні KCl.

 

Приклад 4. Яка речовина, Cu2S чи CdS, випаде у осад, якщо до розчинів K3[Cu(CN)4], K2[Cd(CN)4], що містять по 0,05 моль і 0,1 моль KCN, додати

2 5

сульфід у такій кількості, що концентрація іонів S - буде дорівнювати 1,5 •Ю-моль/л?а) Визначаємо спочатку, чи буде випадати осад Cu2S. Сполука K3[Cu(CN)4] дисоціює:

0,05              3-0,05 0,05

K3[Cu(CN)4] 3K+ + [Cu(CN)4]3-

0,05-х                 х       0,1+ х

[Cu(CN)4]3-     Cu+ + 4CN-

Зазначивши: [Cu+] = х моль/л, [CN ] = 0,1 + х, а [[Cu(CN)4]3-] = 0,05-х . Так як числове значення х невелике, менше за 0,05, то можна знехтувати цим значенням, тому можно замінити вирази: (0,1 + х) та (0,05-х) на 0,1 та 0,05, відповідно. Підставляємо у формулу, якщо Кн [[Cu(CN)4]3- = 540-28:

[Cu + ] [CN_ ]4 _ x ■(0,1)4

нест    [[Cu (CN )4]3_ ]      0,05 '
= [Cu+] = 2,5 •Ю-25+ 2 2

Знаходимо іонний добуток концентрацій ІД^^ = [Cu ] •[S -], з розрахун-
ку, що
[Cu+] = 2,540-25 , [S2-] = 1,510-+ молі-/л, а APCu2S = 2,540 -48 Cu2S
дисоціює:                                       Cu2S       2Cu+ + S2-

ІДа^ = [Cu+]2 [S2-] = (2,540-25)2 1,510-5 = 9,340-55

ДPCu2> IДCu2S

2,540-48 > 9,340-55

+  2 2-

Значення ДPcu2s більше за іонний добуток концентрацій [Cu ] • [S ], тому осад Cu2S не утворюється.

Аналогічно визначають концентрацію іонів [Cd2+], якщо Кн [Cd(CN)4]2- =

Аналогічно визначают 1,4 10-7, а дисоціює сполука:

0,05                2-0,05 0,05

K2[Cd(CN)4] 2K+ + [Cd(CN)4]2-
0,05-х                     х       0,1+ х

[Cd(CN)4]2- =-= Cd2+ + 4CN-

к _i|,v.14  ^1,4 10 _7

нест    [[C/(CN)4]2_ ] 0,05

х = [Cd2+] = 7 •Ю-12 моль/л

 

CdS дисоціює:    CdS       Cd2+ + S2-

У даному розчині іонний добуток концентрацій іонів:

ГДсж =[Cd2+] [S2-] = 740-12 1,510-5 = 1,110-19

ДPcds < IДcds 2,940-27 < 1,1 10-19Так як значення ДРссіб    менше за іонний добуток концентрацій ІДссіб = [Cd2+] [S2-], то осад CdS випадає.

 

Напрямок реакції та імовірність розчинення осаду у певному розчиннику можна визначити також за значенням константи рівноваги (Кр). Але в цьому випадку потрібно пам'ятати, що будь-яка хімічна реакція може бути представлена у вигляді простих проміжних (ступінчастих) реакцій, а константа рівноваги її дорівнює добутку констант проміжних (ступінчастих) реакцій:

ТГ      тг . тг . тг тг Крівн. = К  К2 К3_Кп.

Проміжні реакції, як правило, описують табличними значеннями констант розпаду (дисоціації) або утворення хімічних сполук, що дозволяє визначити загальну константу хімічної реакції. Визначення Крівн, проводять згідно алгоритму:

-         записують рівняння реакції у молекулярному вигляді, ставлять коефіцієнти та у молекулярно-іонному вигляді;

-         записують рівняння ступінчастих реакцій, що описують розпад чи утворення слабкого та важкорозчинного електроліту із зазначенням від­повідної константи;

-         складають вираз Кр, перемножуючи ступінчасті константи;

-         визначають Кр, використовуючи значення констант слабких і важкороз­чинних електролітів.

Якщо використовувати константи розпаду, то константа рівноваги (Кр) реакції є відношенням добутку констант розпаду слабких і важкорозчинних електролітів, записаних у лівій частині рівняння з урахуванням їх стехіо­метричних коефіцієнтів до добутку констант розпаду слабких і важко­розчинних електролітів, записаних у правій частині рівняння у відповідних ступінях. Константа рівноваги сильних і добре розчинних електролітів у воді дорівнює одиниці. Важкорозчинні електроліти характеризуються добутком розчинності. Наприклад,

 

Fe(OH)3 + 3NH4Cl FeCl3 + 3NH3-H2O

Fe(OH)3 + 3NHf Fe3+ + 3NH3-H2O

[Fe(OH)3] = [Fe3+] + 3[OH-] ДР Fe(OH)3 [Fe3+]'[OH-]3

MPFe (OH )3  " K

Крівн.

(KNH3H2О )    ' KFeCl3

ДР Fe(OH)3 = 6,3 -10-39 ; К NH3-H2O = 1,76-10-5 ; К (nh4ci) = K(Feci3) = 1, тому що NH4Cl і FeCl3 - добре розчинні електроліти.и      _   ДРрЄ{0Н)3 ' К™4Cl          6,3 • 10-39 • 1 11,1П-24
&рівн. _ -------------- 3--------------------------- ^------         1,15 • 10 .

(KNH3Н2О )   KFeCl3      (1,76 • 10-5 )   • 1

Згідно даного розрахунку визначили, що константа рівноваги менше одиниці (Крівн <1), тобто осад Fe(OH)3 не буде розчинятися у NH4Cl, а також при надлишку NH4Cl.

Але пам'ятайте, що слабкі добре розчинні електроліти та комплексні іони характеризуються константою нестійкості, а багатоосновні кислоти загальною константою дисоціації.

 

Приклад 5. Визначити Крівн взаємодії CaCO3 з HCl та зробити висновок про можливість розчинення CaCO3 у HCl.

Розв'язання:

Складаємо рівняння у молекулярному та молекулярно-іонному вигляді:


CaCO3 + 2HCl CaCl2 + H2CO3 CaCO3 + 2Cl- Ca2+ + H2CO3 Записуємо рівняння ступінчастих реакцій та визначаємо їх константи:

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