В В Приседський, В М Виноградов, О І Волкова - Курс загальної хімії у прикладах - страница 31

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  47  48  49  50  51  52  53  54  55  56  57  58  59  60  61  62  63  64  65  66  67 

2Na+ + S2— + 2Н+ + SO42— = 2Na+ + SO42— + H2S. Скорочене іонне рівняння:

S2— + 2Н+ = H2S.

Іоннообмінними є всі реакції нейтралізації реакції між кислотами і основами з утворенням солі і води, наприклад:СН3СООН + NaOH = CH3COON + Н2О

Оскільки СН3СООН і Н2О є слабкими електролітами, то іонно-молекулярне рівняння останньої реакції матиме такий вигляд:

СН3СООН + ОН- = СН3СОО- + Н2О

Контрольне питання: На прикладі взаємодій

а)  HCl + Ba(OH)2 ®

б)  H2SO4 + KOH ®

в)  HNO3 + NaOH ®

покажіть, що реакції нейтралізації сильних кислот сильними основами зводяться до одного і того ж іонно-молекулярного процесу - утворенню молекул води з іонів водню Н+ і гідроксид-іонів ОН-. Експериментально це підтверджується однаковим тепловим ефектом таких реакцій:

 

Н+ + ОН- = Н2О, Д#298 = -55,76 кДж.

Приклад 14.2.  Складіть в молекулярному і іонно-молекулярному вигляді рівняння реакції обміну між [Zn(NH3)4]SO4 і нітратом барію.

Розв язання. Складаємо молекулярне рівняння обмінної реакції

[Zn(NH3)4]SO4 + Ba(NO3)2 = BaSO4^ + [Zn(NH3)4](NO3)2

Записуємо всі речовини, окрім BaSO4, що випадає в осад, у вигляді іонів, пам'ятаючи, що комплексні іони є слабкими електролітами:

[Zn(NH3)4]2+ + SO2- + Ba2+ +2NO- = BaSO4 + [Zn(NH3)4]2+ + 2NO-

 

Виключаємо іони, що не беруть участь в процесі (вони підкреслені)

SO2- + Ba2+ = BaSO4

 

Добуток розчинності

При розчиненні твердого сильного електроліту в розчин переходять не молекули, а іони, тобто вся розчинена частина такої речовини повністю іонізована. Розчинність малорозчинних сильних електролітів характеризують добутком розчинності (ДР), який є добутком концентрацій іонів в насиченому розчині даного електроліту.

Так, в насиченому розчині PbCl2 встановлюється рівновагаРЬОад * РЬ2+(р) + 2Cl-(р)

Константа цієї рівноваги

K = [P^+][CP]2 [PbCl2]

або

KTPbCbJ = [Pb2+][Cl-]2.

Оскільки концентрація твердої фази РЬС12 є величиною сталою, то, позначивши K [PbCl2] як ДРPbCl2, отримаємо

 

[Pb2+][Cl-]2.

Ця стала величина називається добутком розчинності хлориду свинцю. У загальному випадку для сильних малорозчинних електролітів типу АтВп, що дисоціюють за схемою

АтВп тАп+ + пВт-добуток розчинності записується так

ПРAmВп = [AП+ ]т    [Bт-]П .

 

Величину ДР можна розрахувати, якщо відома розчинність.

Приклад 14.3. Обчислить ДР^^ , якщо розчинність цієї речовини при

-3

25°С дорівнює 7-10 г/л.

Розв язання. Складемо рівняння дисоціації СаСО3 і напишемо вираз

для ДР:

СаСО3 Са2+ + CO32-, Д>      = [Са2+][COз2- ].

CaCO3       L^" JL^^3

 

Щоб обчислити ДР, треба розрахувати [Са2+] і [CO2-]. З рівняння

2+ 2-

дисоціації випливає, що [Са ] = [ CO32-].

 

Сі = См- a - v.

^   •              ^        т      7 -10-3    _ , _-5        .                         „ Л

Оскільки CM =--------- =--------- = 7 10   моль/л, то, приймаючи a = 1

M   M - V    100-1

(оскільки сіль - сильний електроліт) і маючи на увазі, що v = 1, отримаємо [Са2+] = [CO2- ] = 7-10-5-1-1 = 7-10-5 моль/л,Дрсасо3 = 710"5-7-10"5 = 4,9-10_9 моль2/л2. І навпаки, за величиною ДР можна обчислити розчинність речовини.

 

Приклад 14.4. Обчислить розчинність PbCl2 в г/л і моль/л, якщо при 25°C ДРРЬсІ2 = 2-10_5 моль3/л3.

 

Розв'язання. Складемо рівняння дисоціації PbCl2 і вираз для ДР:

 

PbCl2 Pb2+ + 2СГ,  ДР рьсі2 = [Pb2+]-[Cl_]2.

 

З рівняння дисоціації видно, що при розчиненні  1  моль PbCl2

2+ ___________________

утворюється 1 моль іонів Pb і 2 моль іонів Cl . Позначимо розчинність PbCl2 через х (моль/л). Тоді [Pb2+] = х, а [Cl_] = 2х. Підставивши ці значення у вираз ДР, отримаємо: ДР^с^ = х-(2х)2 = 4х3, тобто 4х3 = 2-10_5. Вирішивши це

_2

рівняння, отримаємо х = 1,7-10 моль/л. Помноживши отриману величину на молярну масу PbCl2 (M(PbCl2) = 278 г/моль), знайдемо розчинність в г/л: 1,7-10_2-278 = 4,73 г/л.

Величини ДР використовуються для розв'язання питання про можливість або неможливість утворення осаду при зливанні відповідних розчинів. Речовина може випасти в осад в тому випадку, якщо очікуваний добуток концентрацій іонів даної речовини в розчині буде більше, ніж його ДР.

 

Приклад 14.5. Розрахуйте, чи випаде осад СаСО3, якщо змішати рівні об'єми розчинів Na2CO3 і СаСЬ з концентраціями 10-4 моль/л. ДР^^ = 5 -10_9

моль /л.

 

Розв язання. Складемо рівняння реакції:

 

N2CO3 + СаСЬ = СаСО3 + 2Nad

або в іонному вигляді

CO2_ + Са2+ = СаСО3

Очевидно, що у вихідних розчинах концентрації [ CO32_ ] і [Са2+] дорівнюють молярній концентрації цих розчинів:[Са2+] = [CO2_ ] = 10_4 моль/л.

Оскільки змішання рівних об'ємів приведе до збільшення об'єму в 2 рази і, відповідно, до зменшення концентрацій обох розчинів у 2 рази, то в отриманій суміші концентрації іонів дорівнюють

[Са2+] = [CO2_ ] = 0,5-10_4 = 5-10_5 моль/л.

Обчислимо очікуваний добуток концентрацій [Са2+]-[CO2_ ] у суміші і порівняємо його з ДР CaCO3

 

[Са2+]-[га2_ ] = 5-10_5-5-10_5 = 2,5-10_9 моль2/л2.

 

Оскільки [Са2+]-[га2_] = 2,5-10_9 < ДРCaCO3 = 5-10_9, то в даному

випадку СаСО3 в осад не випаде.

За величиною ДР можна судити про напрям перебігу реакції іонного обміну, якщо в лівій і правій частинах рівняння є малорозчинні електроліти.

 

Приклад 14.6. У якому напрямі зміщена хімічна рівновага в системі:

 

ВаШ3 + MgCl2 ^ MgCO3 + Ва^2?

Розв'язання. Для відповіді на поставлене питання слід мати на увазі, що рівновага іонного обміну зміщується у напрямі утворення найменш розчинної речовини. У заданій системі малорозчинними речовинами є ВаСО3 і MgCO3. Їх розчинність оцінюється величинами ДР:

ДР BaCO3 = 5,1-10_9 моль2/л2, ДР MgCO3 = 2,1-10_5 моль2/л2.

Оскільки ДР BaCO3 < ДР MgCO3, то приведена вище рівновага буде зміщена у напрямі утворення менш розчинного ВаСО3, тобто вліво.

Разом з добутком розчинності використовується показник добутку розчинності: рДР = _^P. Наприклад, ДР CaCO3 = 4,8-10_9, а рДР = -lg(4,8-10_9)

= 8,32. Чим більше рДР, тим менше розчинність електроліту. Електролітична дисоціація води

Вода є дуже слабким електролітом. Механізм її дисоціації можна представити такою схемою:ковалентний іошшй зв'язок зв'язок

/ /

H2O + H - OH   ^ZZ^O               H+OH"      ^OVq) + OH"(aq)

водневий зв'язок

 

Спрощено рівняння дисоціації води зазвичай записують так:

 

Н2О +± Н+ + ОН"

Оскільки у воді є іони Н+ і ОН", вона може виступати як в ролі слабкої кислоти, так і в ролі слабкої основи, тобто вода має амфотерні властивості. Іонна рівновага у воді характеризується константою дисоціації

 

K = [H + ][OH " ]

Д   [H2O]

При 22°С Кд = 1,8 1016 моль/л, а концентрація води практично не змінюється     (оскільки     ступінь     дисоціації     малий)     і дорівнює

[H2O] = 1000 = 55,6 моль/л . Отже 18

[н+][он-] = ядаО] = к ,

 

де КН2О - нова константа, що дорівнює Кд [Н2О] = 1,810"16 55,6 =

= 1,010"14 моль2/л2.

Таким чином, добуток концентрацій іонів Н і ОН" є величина стала при даній температурі. Вона називається іонним добутком води (КН О). З

підвищенням температури КН2О збільшується.

В чистій воді при 22°С

[Н+] = [ОН"] = J К Н2О = лГ14 = 10 "7 моль/л.

Концентрація іонів Н+ або ОН" характеризує кислотно-лужну реакцію середовища як в самій воді, так і в не дуже концентрованих водних розчинах:

у нейтральних розчинах [Н+] = [ОН ] = 10 7 моль/л,

+           "7 "

в кислих розчинах [Н ] > 10   > [ОН ],в


+            "7 "

лужних розчинах [Н+] < 10 7 < [ОН ].Водневий покажчик. Гідроксидний покажчик

Зручнішою характеристикою середовища є водневий покажчик рН або гідроксидний покажчик рОН:

рН = "lg[H+], рОН = "lg[OH"].

Оскільки [Н+][ОН"] = 10"14 (при 22°C), то

рН + рОН = 14.

У нейтральних розчинах рН = "lg10"7 = 7 і рОН = "lg10"7 = 7; у кислих розчинах рН < 7, а рОН > 7; у лужних розчинах рН > 7, а рОН < 7.

Експериментально величину рН у водних розчинах можна визначити за допомогою приладів рН-метрів.

Контрольне питання. Як зміниться величина рН води при підвищенні температури?


Кислотно-лужну реакцію середовища можна оцінити за допомогою індикаторів " речовин, які змінюють свій колір залежно від рН середовища. Таких індикаторів відомо декілька десятків. Вони є зазвичай слабкими органічними кислотами або основами. У лабораторних практикумах найчастіше використовують лакмус, фенолфталеїн і метилоранж (табл.14.1).

Приклад 14.7. У 200 мл розчину міститься 80 мг NaOH. Обчислить рН і рОН даного розчину. У скільки разів концентрація іонів ОН" більше концентрації іонів Н+?

Розв язання. Оскільки маємо розчин лугу, то зручніше спочатку обчислити рОН розчину. Обчислюємо концентрацію гідроксид-іонів ОН"

[ОН"] = См-oc-v(якщо ступінь дисоціації a в завданні не вказаний, то для сильних електролітів його слід вважати рівному 1).

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  47  48  49  50  51  52  53  54  55  56  57  58  59  60  61  62  63  64  65  66  67 


Похожие статьи

В В Приседський, В М Виноградов, О І Волкова - Курс загальної хімії у прикладах