Т А Пальчевська - Аналітична хімія та інструменентальні методи аналізу - страница 7

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 

К    - К К2 К3 -   ,  ДРсаС°\------------------------------------------ 1,76 108

рвн      1    2    3   К' h 2с°3   К^с°3    4,8 10-11 4,5 10-7 '

Константа рівноваги реакції набагато більша за одиницю, тому CaCO3 може розчинятися у розчині HCl без залишку (у стандартних умовах).

 

Приклад 6. Визначити Крівн взаємодії AgCl з розчином NH3-H2O та зробити висновок про можливість розчинення осаду у NH3.

Розв'язання:

Складаємо рівняння у молекулярному та молекулярно-іонному вигляді:

AgClj + 2NH3 [Ag(NH3)2]Cl

AgClj + 2NH3 [Ag(NH3)2]+ + Cl-Константа рівноваги реакції дорівнює:к. - ДРAgCl -1,78^ 10-M -3,010-

рівн.   K        +     5,9 • 10-8

 

Осад AgCl може розчинитися лише при надлишку NH3.

 

Приклад 7. Визначити Крівн взаємодії Cu(OH)2 з Na2S та зробити висновок про можливість перетворення осаду Cu(OH)2 у CuS .

Розв'язання:

Складаємо рівняння у молекулярному та молекулярно-іонному вигляді: Cu(OH)2|+ Na2S CuS j + 2NaOH Cu(OH)2| + S2- CuSj + 2OH-

_ ДРСи(oh)2 - 2,2 10-20 - 15

Крівн.                                          3^ - 3,5 ^ 10

ДРси8           6,3 10 -36

Осад Cu(OH)2 маже бути перетворений у CuS при дії Na2S у стандартних умовах.

Приклад 8. Визначити Крівт утворення CaHPO4 при дії Na2HPO4 на CaCl2. Розв'язання:

Складаємо рівняння у молекулярному та молекулярно-іонному вигляді: CaCl2 + Na2HPO4 CaHPO4 j + 2NaCl Ca2+ + HPO42- CaHPO4|

 

Крівн.                                            7 - 3,7 ^106

ДРсаНР°4    2,7 10 -7

 

 

Запитання, задачі, вправи

1.      Основні положення теорії будови комплексних сполук. Константи стійкості та нестійкості коплексних сполук. Ступінчасті константи.

2.      Принципи розрахунку рівноважних концентрацій різних частинок в розчинах комплексних сполук.

3.      Користуючись константами нестійкості, визначте, у яких випадках відбудеться взаємодія між розчинами електролітів. Написати рівняння у молекулярному та іонному вигляді.

[Ag(NH3)2]NO3 + NaNO2_

K2[HgBF4] + КІ_

4.      Користуючись константами нестійкості, визначте, у яких випадках відбудеться взаємодія між розчинами електролітів. Написати рівняння у молекулярному та іонному вигляді.

5.      [Ag(NH3)2]NO3 + Na2S2O3 _ K3[Fe(CN)6] + NH3_Визначити концентрацію іонів Ag+ у 0,05М розчині K[Ag(CN)2], якщо

Кнест [Ag(CN)2]- _ 1,010-21.

6.      Визначити концентрацію іонів Fe2+ і процент розпаду комплексного іону у 0,05М розчині солі K4[Fe(CN)6], якщо Кнест [Fe(CN)6]4- _ 1,0 1037.

7.      Визначити концентрацію іонів Со2+ і відсоток розпаду комплексного іону

у 0,1М розчині солі [Co(NН3)6]Cl3, якщо Кнест [^(М _ 1,0 10 37.

8.      В якому розчині більша концентрація іонів Hg2+ у 0,002М K2[Hg(CN)4] чи

0,02М K2[HgI4], якщо Кнест [Hgl4]2- _ 5,0-10-51, а Кнест [Hg(CNW2- _ 4,0-10-42?

9.      В якому розчині більша концентрація іонів Cd2+ у 0,4М [Cd(NH3)4]Cl2 чи

0,04М   K2[Cd(CN)4], якщо Кнест [Cd(NH3)4]2+ _ 1,0-10-7 , а   Кнест [Cd(CN)4]2- _

1,4-10-17?

10.Чи випаде осад аргентуму броміду (ДР _ 5,3-10-13 ), якщо до 10 мл 0,01М розчину солі Na[AgS2O3] додати 20 мл 0,1 М розчину калій броміду, якщо

Кнест [AgS2O3]- _ 1,0-10-13?

11. Визначте, чи утвориться осад FeS, якщо до 0,2М розчину комплексного іону складу K4[Fe(CN)6] додати рівний об'єм 0,02М розчину Na2S?

12. До розчину, що містить 0,015 моль комплексного іону K3[Qi(CN)4], 0,1 моль K2[Cd(CN)4] і 0,25 моль KCN, додати сульфід-іон до концентрації 0,001 моль/л. Чи випадуть в осад сульфіди купруму та кадмію?

13.Чи випаде осад аргентум сульфіду, якщо розчин, що містить 0,001М [Ag(NH3)2]Cl, наситити H2S до концентрації сульфід-іонів 1-10-10 моль/л?

14. Який об'єм 5М розчину аміаку необхідно додати, щоб розчинити 0,1 г аргентум йодиду?

15. AgCl масою1,33 г обробили 1 мл 2М розчином аміаку. Осад повністю розчинився. Визначте концентрацію іонів у розчині.

16.Визначити розчинність (моль/л) Ni(OH)2 в 1л 0,05М розчині аміаку, якщо

2+

утворюються тільки комплексні іони [Ni(NH3)6]2+. 17. Яка початкова концентрація (моль/л) розчину KCN, в 2 мл якого розчинили 18,8 мг аргентум броміду і при цьому утворився комплексний

іон [Ag(CN)2]-?

18.Визначити початкову концентрацію (моль/л) аміаку, яку необхідно взяти для розчинення 2,86 мг AgCl, у 2 мл води.

19.  Скільки грамів NaOH необхідно для утворення Zn(OH)42- із 50 мл 0,8М ZnCl2, якщо концентрація іонів цинку у кінцевому розчині не повинна

-13

перевищувати 10-13 моль екв./л?

20.  Для утворення комплексної солі K3AgI4 змішали рівні об'єми 0,2М розчинів AgNO3 і KI. Яку кількість моль KI необхідно додати до 1 л цієї суміші, щоб осад розчинився?

21.Змішали 5 мл 0,1М AgNO3 і 5 мл 25%-вого розчину NH3. Скільки мілі­літрів 0,1 М розчину KBr необхідно додати до одержаного розчину, щоб випав осад AgBr?

22.До 1 л розчину, що містить 0,1 моль Hg(NO3)2 і 0,1 моль KI, додали 1 г

Pb(NO3)2. Чи випаде осад PbI2? 23.Визначити Крівн взаємодії CaC2O4 з HCl та CH3COOH . 24.Визначте Крівн взаємодії BaCO3 з HCl.25.Виходячи із значення Кр, з'ясуйте чи може розчинитися Ва3(Р04)2 в

оцтовій кислоті з утворенням фосфатної кислоти. 26.Визначити, виходячи із значення Крівн, чи може концентрована нітратна

кислота зруйнувати комплекс Аргентуму [Ag(NH3)2]Cl   з утворенням

AgCl.

27.Визначте Крівн взаємодії BaS04  з Na2C03.  Зробіть  висновок про

можливість перетворення BaS04 у ВаС03. 28.Чи може розчинитися SrC03 у CH3C00H.

29.Чи може розчинитися BaCr04   в оцтовій і хлороводневій кислотах, виходячи із значення Крівн.

 

 

 

 

Рівновага в окисно-відновних системах

Характеристика окисно-відновних реакцій, умови їх протікання. Окисно-відновний потенціал. Вплив концентрацій компонентів редокс пари на значення окисно-відновного потенціалу. Рівняння Нернста.

Рівновага окисно-відновних процесів, швидкість її встановлення. Константа рівноваги окисно-відновновних реакцій. Застосування окисно-відновних реакцій в аналітичній хімії.

В основі окисно-відновних реакцій лежать процеси окиснення та відновлення, де окисник (ок) відновлюється, приєднуючи електрони, які віддає відновник (відн). Відновник окиснюється під дією окисника. Ступінь окиснення . ок.) атомів відновника, що окиснюються, підвищується, а атомів окисника, що відновлюються, знижується. Наприклад, у реакції :

Fe3+ + Sn2+ = Fe2+ + Sn4+ Fe3+ + e- = Fe2+ Sn2+ - 2e- = Sn4+

3+                                2+                                                      2+ 2+

окисник Fe3+ окиснює Sn2+ , відновлюючись до Fe2+ , а відновник Sn2+ відновлює Fe3+ , окисляючись до Sn4+.

В окисно-відновній реакції (ОВР) беруть участь дві окисно-відновні пари, кожна пара ок/відн складається з окисника (ок) і його відновленої форми (відн). Кількісною мірою окиснювально-відновної здатності системи (пари речовин), що складається з окисненої та відновленої форм відповідних сполук, є величини стандартних окисно-відновних потенціалів Е0(ок/відн), вимірюваних відносно до стандартного водневого електрода, потенціал якого прийнятий рівним нулю. Чим більше значення Е0(ок/відн) пари, тим легше окисник приєднує електрони (тим більш сильним окисником є його окиснена форма (ок)) і тим сутужніше відновник віддає електрони (тим більш слабким відновником є його відновлена форма (відн)). Так, E0(Fe3+/Fe2+) = 0,77 В > ^0(Sn4+/Sn2+) = 0,15 В, тому Fe3+ більш сильний окисник, ніж Sn4+, а Sn2+ більш сильний відновник, ніж Fe2+..

Залежність реальних потенціалів Е(ок/відн) від природи реагуючих речовин, що характеризується значенням стандартного окисно-відновного потенціалу Е0(ок/відн), від концентрацій окисника [ок] та його відновленоїформи [відн], від температури (Т), від кислотності середовища для ОВР за участю Н+ або ОН- визначають за рівнянням Нернста:

Е,   = Е0к/.  + RT lg [окІ

ок/відн       /відн    zF [відн]

де, Еок/відн - окисно-відновний потенціал даної пари, В; [ок] - концентрація (активність) окисненої форми; [ відн] - концентрація (активність) відновленої форми; R - газова стала, що дорівнює 8,314 Дж; Т - абсолютна температура (273 0С + t0) К; F - стала Фарадея, що дорівнює 96484,56 Кл/моль; z - число електронів, що були віддані чи приєднанні при перетворенні

відновленої форми у окисну (або навпаки); Е0 ок/відн - нормальний або стандартний потенціал, виміряний при [ок] = [відн]

 

Якщо [ок] = [відн], то  RRTln [ок] = 0   і   Е = Е0 .

nF [відн]

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