природа растворителя, Т, Р), не зависит от С и
I.где е - основание натурального логарифма;
ΔG° - стандартное изменение энергии Гиббса;
R - универсальная газовая постоянная;
Т - абсолютная температура
- Главная
- Разное
- Бизнес и предпринимательство
- Образование
- Развлечения
- Государство
- Спорт
- Графика
- Культурология
- Еда и кулинария
- Лингвистика
- Религиоведение
- Черчение
- Физкультура
- ИЗО
- Психология
- Социология
- Английский язык
- Астрономия
- Алгебра
- Биология
- География
- Геометрия
- Детские презентации
- Информатика
- История
- Литература
- Маркетинг
- Математика
- Медицина
- Менеджмент
- Музыка
- МХК
- Немецкий язык
- ОБЖ
- Обществознание
- Окружающий мир
- Педагогика
- Русский язык
- Технология
- Физика
- Философия
- Химия
- Шаблоны, картинки для презентаций
- Экология
- Экономика
- Юриспруденция
Что такое findslide.org?
FindSlide.org - это сайт презентаций, докладов, шаблонов в формате PowerPoint.
Обратная связь
Email: Нажмите что бы посмотреть
Презентация на тему Закон действующих масс и его использование в расчетах
Содержание
- 4. КТ - термодинамическая константаКТ = f (природа
- 5. Кf - функция активностиКf
- 6. Применение теории сильных электролитов в аналитических расчетахДля
- 7. Расчет концентрационной константы CH3COOH CH3COO-
- 8. Константы сильных, слабых, хорошо и малорастворимых электролитов.
- 9. Константы образования ( и lg )
- 10. Константы H2O.
- 11. Константы кислот и их показатели (Ка и рКа)
- 12. Константы кислот и их показатели (Ка и
- 13. Кислоты растворимые слабые однопротонные HF, HNO2,
- 15. Если f(H+) и f(F–) = 1, то
- 16. По константам и показателям констант производят сравнение
- 18. В общем случае:Кок(т) = К1 К2
- 19. Константы оснований и их показатели (Кb и
- 20. Основания растворимые слабыеоднопротонныеNH3H2O (HOH), CH3NH2H2O, C5H5NH2O или: NH3H2O [NH3.H]OHNH4OH[CH3NH2H]+ OH–[C5H5NH]+OHNH3H2O NH4+ + OH–
- 21. Основания растворимые слабые
- 22. Двух- и многопротонные основаниямалорастворимые основания: Ca(OH)2 –
- 23. Константы комплексных ионов Комплексные соединения при диссоциации
- 24. Кнест., константа устойчивости К ступенч. и Ко
- 25. Для ступенчатых констант: - есть обратная
- 26. Константы малорастворимых электролитовКислоты: H4SiO4, H2SiO3, HSbO3Основания: AgOH,
- 27. Ksk = [Ca2+] [CO32–] (рассчитывают)Кsт = а(Са2+)
- 28. Вывод выражения константы равновесия реакций, протекающих без
- 29. Константа равновесия для любых взаимодействий есть отношение
- 30. Константа равновесия и полнота протекания реакции Реакция
- 31. Если реакция протекает на 99%, то К
- 32. Расшифровка значений К для реакций типа Ар-р
- 33. Расшифровка значений К для реакций типа Ар-р
- 34. Возможности К равновесия реакции Константа равновесия показывает:принципиальную,
- 35. Пример 1.Hg22+ +2Cl- = Hg2Cl2↓
- 36. Пример 2.Наиболее вероятна 3 реакция
- 37. Пример 3.1. CaCO3↓+ 2CH3COOH ↔ Ca(CH3COO)2 +
- 38. Необходимый избыток рассчитывают, решая неравенство К >
- 39. Сколько мл концентрированного раствора аммиака потребуется для
- 40. Из выражения для константы равновесия найдем концентрацию
- 41. ТИР (теория ионных равновесий) применительно к типам
- 42. Реакции осаждения Равновесие в системе «осадок –
- 43. Способы выражения растворимостиг/ на 100 г H2O;
- 44. Взаимосвязь между S и Kso Если
- 45. Напишите выражение Kso малорастворимого электролита Mg3(PO4)2 через
- 46. Расчет растворимости с использованием Kso при I
- 47. Рассчитайте растворимость PbBr2 в чистом водном растворе
- 48. I > 0 в присутствии одноименных ионов←
- 49. Расчет растворимости в присутствии одноименных ионовРасчет проводят,
- 50. Расчет растворимости в присутствии одноименных ионоводноименные ионы – анионыодноименные ионы – катионы
- 51. Общая формула
- 52. Ионное произведение (ИП) и критерии установления возможности
- 53. Выпадет ли осадок при смешении 20 мл
- 54. Критерий и расчет практической полноты осажденияОсаждение считается
- 55. Формулы расчета полноты осажденияосаждается катионKsoKmAn = [Kn+]mост. ∙ [Am–]nизбосаждается анионKsoKmAn = [Kn+]mизб. ∙ [Am–]nост.Общая формула:
- 56. Расчет полноты осажденияБудет ли достигнута полнота осаждения
- 57. Факторы, влияющие на полноту осажденияКонцентрация осадителяТемпература (t)Природа растворителяСила осадителя как электролитаСолевой эффект
- 58. Влияние концентрации осадителяИзбыточная концентрация осадителя увеличивает полноту
- 59. Влияние концентрации осадителяИзбыточная концентрация осадителя является отрицательным
- 60. Влияние температуры (t)При увеличении t увеличивается активность
- 61. Влияние природы растворителяРастворимость (S) малорастворимых электролитов уменьшается в присутствии органических растворителей, хорошо смешивающихся с водой.
- 62. Влияние силы осадителя как электролитаПри использовании осадителя
- 63. Солевой эффектСолевой эффект – это увеличение растворимости
- 64. Расчет концентрации осадителя для начала и практически
- 65. Для расчета концентрации осадителя для практически полного
- 66. Дробное осаждение Это определенная последовательность в образовании
- 67. Пример правила 1Дан р-р: Cl–, Br– C(Cl–)
- 68. Пример правила 2Дан р-р: Cl–, Br– и
- 69. Kакой осадок выпадет первым, если к раствору,
- 70. Какая доля (в%) хлорид-ионов выпадет в осадок
- 71. Совместное осаждение Это одновременное осаждение ионов одним
- 72. Совместное осаждениеРасчеты для построения графиков осажденияРасчет С(осадителя)
- 73. Полное совместное осаждение
- 74. Полное совместное осаждение Сi Cисх= 0,1
- 75. Частичное совместное осаждениеПример: Происходит ли совместное осаждение
- 76. Частичное совместное осаждение Сi
- 77. Фракционированное (раздельное) осаждение
- 78. Фракционированное (раздельное) осаждение Сi Cисх=0,1 10-6
- 79. Важнейшие осадители Кислоты: HCl, H2SO4, H2S, коричная
- 80. Растворение осадковКритерий полноты растворения осадков: 10–2 моль/л.Sм.р.
- 81. Растворение осадковРастворение осадка происходит при ИП
- 82. Растворение осадков
- 83. Растворение осадковПример 2. Mg(OH)2 + 2NH4+ =
- 84. Растворение осадковПример 3. CaCO3↓+ 2CH3COOH ↔ Ca(CH3COO)2
- 85. Растворение осадковПример 4. Вопрос: Будут ли полностью
- 86. Растворение осадковПример 5. 3CuS + 8HNO3 =
- 87. Перевод одних осадков в другиеНеобходимость такого перевода
- 88. Скачать презентацию
- 89. Похожие презентации
КТ - термодинамическая константаКТ = f (природа вещества, природа растворителя, Т, Р), не зависит от С и I.где е - основание натурального логарифма; ΔG° - стандартное изменение энергии Гиббса; R - универсальная
![Основания растворимые слабыеоднопротонныеNH3H2O (HOH), CH3NH2H2O, C5H5NH2O или: NH3H2O [NH3.H]OHNH4OH[CH3NH2H]+ OH–[C5H5NH]+OHNH3H2O NH4+ + OH–](/img/tmb/14/1311607/c0d717a2501f20f13092bf1d6f6a62ac-720x.jpg "Закон действующих масс и его использование в расчетах")
![Константы малорастворимых электролитовКислоты: H4SiO4, H2SiO3, HSbO3Основания: AgOH, Fe(OH)2, Al(OH)3Соли: AgCl, BaSO4, K2Pb[Cu(NO2)6],](/img/tmb/14/1311607/c3b51e28a213d9aea75c5036105b058c-720x.jpg "Закон действующих масс и его использование в расчетах")
![Ksk = [Ca2+] [CO32–] (рассчитывают)Кsт = а(Са2+) а(СО32–) (в справочнике)Константа растворимости](/img/tmb/14/1311607/54e48af6db85c4db0dc712a7d39f0338-720x.jpg "Закон действующих масс и его использование в расчетах")
![Из выражения для константы равновесия найдем концентрацию аммиаката серебра: обозначим [Ag(NH3)2]+](/img/tmb/14/1311607/f5d4690142073a3d02227dbba17f56b2-720x.jpg "Закон действующих масс и его использование в расчетах")
![Формулы расчета полноты осажденияосаждается катионKsoKmAn = [Kn+]mост. ∙ [Am–]nизбосаждается анионKsoKmAn = [Kn+]mизб. ∙ [Am–]nост.Общая формула:](/img/tmb/14/1311607/2ba6b096411d1a69a9acf020cd3d925f-720x.jpg "Закон действующих масс и его использование в расчетах")
![Перевод одних осадков в другиеКонстанта равновесия К = [SO42-]/[CO32-] = 0,275Поскольку [SO42-]+[CO32-]](/img/tmb/14/1311607/36bb3837230380e7b8a09ee85e0fe08b-720x.jpg "Закон действующих масс и его использование в расчетах")
Слайд 4
КТ - термодинамическая константа
КТ = f (природа вещества,
где е - основание натурального логарифма;
ΔG° - стандартное изменение энергии Гиббса;
R - универсальная газовая постоянная;
Т - абсолютная температура
Слайд 6
Применение теории сильных электролитов в аналитических расчетах
Для раствора,
содержащего 0,1 М СаСl2, 0,2 М КСl и 0,1
М CH3COOH, определить активность ионов кальция и хлорида, а также концентрационную константу уксусной кислоты.Решение: СаСl2 Ca2+ + 2Cl-; KCl K+ + Cl-
0,1 0,2 0,2 0,2
I=1/2(0,1.22+0,2.12+0,4.12)=0,5
f1 = 0,84; f2 = 0,50; a(Ca2+)= 0,1. 0,50 = 0,05
a(Cl-)= 0,4. 0,84 = 0,336
Слайд 7
Расчет концентрационной константы
CH3COOH CH3COO- +
H+
f1 f1
Kk
= KT/f12Kk = 1,7.10-5/(0,84)2=2,4.10-5
Слайд 8 Константы сильных, слабых, хорошо и малорастворимых электролитов. Показатели
констант
Константы распада электролита (К и рК): рК = -lg К
Слайд 12
Константы кислот и их показатели (Ка и рКа)
двух-
и многопротонные кислоты: H2SO4, H4[Fe(CN)6] и др.
H2SO4 H+
+ HSO4– ( = 100%), К1т 1 К1к – не существует
HSO4– H+ + SO42–
Сильные многопротонные кислоты являются сильными только по первой ступени.
Слайд 15 Если f(H+) и f(F–) = 1, то Как
= Кат
это возможно в чистых растворах слабых кислот.
Если
f(H+) и f(F–) < 1, то Как > Кат это наблюдается в «грязных» растворах, т.е. содержащих различные сильные электролиты. Увеличение Кк по сравнению с Кт в присутствии сильных электролитов называется солевым эффектом.
КHF = 10–4 рКHF = -lg 10–4 = 4
Слайд 16 По константам и показателям констант производят сравнение силы
слабых кислот.
Правило:
Чем больше значение константы или чем меньше ее
показатель, тем сильнее кислота. Ка рКаHCOOH HF HNO2 10–4 4 более сильные
CH3COOH 10–5 5
HClO 10–9 9
Слайд 18
В общем случае:
Кок(т) = К1 К2
К3 … Кn
рКок(т) = рК1 + рК2 +
рК3 + … рКnСилу двух и многопротонных кислот устанавливают по значению К1 (или рК1), т.к. значение первой константы всегда больше последующих: К1 > К2 > К3 … > Kn, а рК1 < рК2 … < рКn. По К1 и рК1 сравнивают силу всех слабых кислот, включая однопротонные.
Слайд 19
Константы оснований и их показатели (Кb и рКb)
Основания
растворимые сильные
однопротонные
KOH, NaOH, LiOH, TlOH
KOH K+ + OH–
= 100%; Кк не существует; Кт = 1двух- и многопротонные основания
Ba(OH)2 BaOH+ + OH–; = 100%;
К1к не существует; К1т = 1
BaOH+ Ba2+ + OH–
Ba(OH)2 и Sr(OH)2 – сильные основания, но только по 1-й ступени.
Слайд 20
Основания растворимые слабые
однопротонные
NH3H2O (HOH), CH3NH2H2O, C5H5NH2O
или: NH3H2O
[NH3.H]OHNH4OH
[CH3NH2H]+ OH–
[C5H5NH]+OH
NH3H2O NH4+ + OH–
Слайд 22
Двух- и многопротонные основания
малорастворимые основания: Ca(OH)2 – сильное,
но только по 1-й ступени
слабые: AgOH, Cu(OH)2, Fe(OH)3 и
др. характеризуются, как и растворимые, Квт и рКвт К1 > K2 > K3 > … > Kn
Ko = K1 K2 K3 … Kn рК = -lg К
Сила оснований определяется значением константы и ее показателем. Чем больше значение константы или чем меньше значение показателя константы, тем сильнее основание. Сравнение силы проводят по первой ступенчатой константе.
Кв рКв
NH3H2O 10-5 5
CH3NH2H2O 10-3 3 более сильное
“en” К110–4 4
Слайд 23
Константы комплексных ионов
Комплексные соединения при диссоциации на внешнюю
и внутреннюю сферу относятся к сильным электролитам, а внутренняя
сфера при диссоциации относится к слабым электролитам.[Ag(NH3)2]Cl [Ag(NH3)2]+ + Cl–
Слайд 24
Кнест., константа устойчивости
К ступенч. и Ко ступ.
и о
Количество ступеней соответствует количеству лигандов в комплексном ионе:
Ко
= К1 К2 … Кn; рК = -lg Кнест.о = 1 2 … n; lg o
рКнест. всегда равен lg
Слайд 25 Для ступенчатых констант: - есть обратная величина
той константе нестойкости, которая характеризует данное равновесие и наоборот.
Константы
нестойкости и обратные им величины характеризуют стабильность комплексных ионов. Чем меньше значение Кнест.; или чем больше значение ее показателя, тем более прочный или более стабильный комплексный ион. Чем больше значение или больше значение ее логарифма (lg ), тем более прочным является комплексный ион.Ко, нест. рКо, нест. о lg o
[Ag(NH3)2]+ 10–7 7 107 7
[Ag(CN)3]2- 10–19 19 1019 19
более прочный
Слайд 26
Константы малорастворимых электролитов
Кислоты: H4SiO4, H2SiO3, HSbO3
Основания: AgOH, Fe(OH)2,
Al(OH)3
Соли: AgCl, BaSO4, K2Pb[Cu(NO2)6], K2Na[Co(NO2)6], KFe[Fe(CN)6]
СaCO3 (т) Сa2+
+ CO32–
Слайд 27
Ksk = [Ca2+] [CO32–] (рассчитывают)
Кsт = а(Са2+)
а(СО32–) (в справочнике)
Константа растворимости характеризует растворимость малорастворимого электролита, чем
меньше значение Kso, тем меньше растворимость малорастворимого электролита. Сравнение можно проводить только для электролитов одной симметрии:Kso рKso AgCl 10–10 10
AgI 10–16 менее растворим 16
Ba3(PO4)2 10–39 менее растворим 39
Ca3(PO4)2 10–29 29
рKso = -lgKso
Слайд 28 Вывод выражения константы равновесия реакций, протекающих без изменения
степени окисления, через константы слабых и малорастворимых электролитов
Слайд 29 Константа равновесия для любых взаимодействий есть отношение произведений
констант слабых и малорастворимых электролитов, вступивших в реакцию, к
произведению аналогичных констант образовавшихся веществ.Каждая константа возводится в степень, равную стехиометрическому коэффициенту
Слайд 30
Константа равновесия и полнота протекания реакции
Реакция считается протекающей
практически полно, если вступившие в нее вещества переходят в
продукты реакции на 99% (качественный анализ) или на 99,99% (количественный анализ).1 моль – 100%
х – 99% х = 0,99 моль
[A]вст. = 0,99 моль/л; [C]обр. = 0,99 моль/л; [A]ост. = 1 – 0,99 = 0,01 моль/л;
[B]вст. = 0,99 моль/л; [D]обр. = 0,99 моль/л; [B]ост. = 1 – 0,99 = 0,01 моль/л.
Слайд 31 Если реакция протекает на 99%, то К равновесия
(для реакции типа Ар-р + Вр-р ↔ Ср-р +
Dр-р) составляет 104, а для обратной реакции 10–4.Слайд 32 Расшифровка значений К для реакций типа Ар-р +
Вр-р ↔ Ср-р + Dр-р
К > 1 “→” прямая реакция
в стандартных условияхК ≥ 104 “→” прямая реакция в стандартных условиях протекает практически полно
К >> 104 “→” прямая реакция в стандартных условиях протекает практически полно и ее нельзя сместить в сторону обратной реакции даже избытком реагента
К < 1 “←” обратная реакция в стандартных условиях
К ≤ 10–4 “←” обратная протекает в стандартных условиях практически полно
К << 10–4 “←” обратная протекает практически полно и ее нельзя сместить в сторону прямой реакции даже избытком реагента
К = 1 ↔ динамическое равновесие в стандартных условиях
К : 10–4 - 104 ↔ динамическое равновесие, которое можно смещать в желаемую сторону избытком реагента.
Слайд 33 Расшифровка значений К для реакций типа Ар-р +
Вр-р ↔ Ср-р + Dр-р
10-4
1 KpВправо при избытке реагента
Слайд 34
Возможности К равновесия реакции
Константа равновесия показывает:
принципиальную, т.е. термодинамическую
возможность протекания реакции, ее направление и полноту;
последовательность протекания реакций
с участием одного и того же вещества;наиболее вероятную реакцию из числа возможных при взаимодействии одних и тех же веществ;
возможность смещения равновесия.
Слайд 35
Пример 1.
Hg22+ +2Cl- = Hg2Cl2↓ K
= 1/Kso = 1018 Kso
Ag+ +Cl-
= AgCl↓ K = 1/Kso = 1010 KsoPb2+ +2Cl- = PbCl2↓ K = 1/Kso = 105 Kso
Протекают все три реакции слева направо практически полно, но вначале Cl–-ион взаимодействует с Hg22+, затем с Ag+, а потом с Pb2+.
Правило: первой протекает та реакция, константа равновесия которой имеет большее
значение.
Слайд 37
Пример 3.
1. CaCO3↓+ 2CH3COOH ↔ Ca(CH3COO)2 + H2CO3
К = 6 ∙ 10–2 (10–4 – 104)
2. AgCl↓
+ 2NH3 ↔ [Ag(NH3)2]Cl К = 3 ∙ 10–3 (10–4 – 104) В стандартных условиях реакция 1 обратная, но ее можно сместить в сторону прямой избытком реагента, т.е. растворить CaCO3 можно, используя избыток CH3COOH относительно стехиометрического количества; AgCl также можно растворить, используя избыточную концентрацию NH3.
Слайд 38 Необходимый избыток рассчитывают, решая неравенство К > π
(функция π)
Константа К отвечает за протекание реакции в стандартных
условиях, а функция π – за протекание в реальных условиях с учетом концентрации реагирующих веществ.Функция π записывается так же как и К по закону действующих масс, но с произвольно задаваемыми концентрациями, т.е. с теми, которые имеются в данной ситуации.
К > π → К < π ← К = π ↔
Слайд 39 Сколько мл концентрированного раствора аммиака потребуется для полного
растворения 0,1 г хлорида серебра?
Решение: Концентрированный аммиак имеет концентрацию
около 25% или 13 М. Растворение AgCl в растворе аммиака будет протекать по уравнению реакции: AgCl↓ + 2 NH3 = [Ag(NH3)2]+ + Cl-.
Константа равновесия этой реакции:
К = Kso(AgCl) . β(Ag(NH3)2)+ = 1,78.10-10.1,7.107 = 3,03.10-3.
Слайд 40 Из выражения для константы равновесия найдем концентрацию аммиаката
серебра: обозначим [Ag(NH3)2]+ = х, тогда [Cl-] =
х и К = х.х/(13-х)2, и, поскольку х по сравнению с 13 мал, К = х2/132, откуда х = √3,03.10‑3.169 = 0,72 моль/л. Следовательно, такой же будет концентрация растворившегося AgCl. Поскольку данное его количество (ν) составляет:ν = m/M = 0,1 г/143,3 г/моль = 7.10-4 моль, то требуемый объем раствора аммиака будет равен:
V = ν/C = 7.10-4 моль/0,72 моль/л = 9,7.10-4 л = 0,97 мл или примерно 1 мл.
Ответ: потребуется 1 мл концентрированного раствора аммиака.
Слайд 41 ТИР (теория ионных равновесий) применительно к типам химических
реакций
Известны 4 типа химических реакций:
- осаждения
- кислотно-основного взаимодействия
- окисления-восстановления
-комплексообразования.
Слайд 42
Реакции осаждения
Равновесие в системе «осадок – насыщенный р-р
малорастворимого сильного электролита»
Реакции осаждения – частный случай гетерогенного равновесия.
Растворимость
S (S - сольвент) – природное свойство любого вещества образовывать гомогенную, т.е. однородную систему с растворителем.
Слайд 43
Способы выражения растворимости
г/ на 100 г H2O; г/л
раствора; моль/л раствора
По величине растворимости вещества делят:
Хорошо растворимые S
> 5 ∙ 10–2 моль/л (много) NaCl, KNO3, CuSO4 и др.Малорастворимые S: 5 ∙ 10–2 – 10–3 моль/л (мало) PbCl2, AgCH3COO, SrCrO4, BaF2, MgC2O4, CaSO4.
Практически нерастворимые S < 10–3 моль/л AgCl, Fe(OH)3, …
Абсолютно нерастворимых солей в природе нет.
Слайд 44
Взаимосвязь между S и Kso
Если растворимость S
выражена в моль/л, то она означает концентрацию малорастворимого электролита
в насыщенном растворе, а так же концентрацию его единичного иона с учетом стехиометрических коэффициентов.CaCO3(p-p) = Ca2+ + CO32-
C = S C = S C = S
KsoCaCO3= [Ca2+].[CO32-] = SCaCO3.SCaCO3 = S2CaCO3
Ca3(PO4)2 = 3Ca2+ + 2PO43-
C = S C = 3S C = 2S
Kso Ca3(PO4)2 = [Ca2+]3.[PO43-]2 = (3S)3.(2S)2 = 33.22.S5 Ca3(PO4)2
В общем виде:
KskKmAn = mm.nn.Sm+n KsтKmAn = mm.nn.Sm+n.fm(Kn+).fn(Am-)
Слайд 45 Напишите выражение Kso малорастворимого электролита Mg3(PO4)2 через равновесные
концентрации и через растворимость. Рассчитайте Kso Mg3(PO4)2, если его
растворимость 9,85 10−4 моль/л.Решение: Mg3(PO4)2 = 3Mg2+ + 2PO43-
S 3S 2S
Kso = [Mg2+]3.[PO43-]2 = (3S)3.(2S)2 = 108S5 = 108.(9,85.10-4)5 = 1,00.10-13
Слайд 46 Расчет растворимости с использованием Kso при I =
0 и I > 0
I = 0 («чистый» водный
раствор малорастворимого электролита)f = 1, a = C, Ksк = Ks т
2. I > 0 («грязный» водный раствор, т.е. содержит другие электролиты) f < 1, a < C в присутствии посторонних ионов
Увеличение растворимости малорастворимых электролитов в присутствии посторонних ионов называется солевым эффектом
Слайд 47 Рассчитайте растворимость PbBr2 в чистом водном растворе в
моль/л и в г/л.
M(PbBr2) = 367 г/моль.
Слайд 48
I > 0 в присутствии одноименных ионов
← +
Na2SO4 изб.
← + BaCl2 изб.
При введении в систему одноименных
ионов растворимость малорастворимых электролитов уменьшается.
Слайд 49
Расчет растворимости в присутствии одноименных ионов
Расчет проводят, используя
значение Kso, не учитывая коэффициенты активности, т.к. одноименные ионы
подавляют действие ионной силы (fкатиона = fаниона = 1).В случае одноименного аниона растворимость (S) малорастворимого (м.р.) электролита равна концентрации его единичного катиона, а ее рассчитывают через Kso и избыточную концентрацию одноименного аниона.
В случае одноименного катиона растворимость (S) м.р. электролита равна концентрации его единичного аниона, а ее рассчитывают через Kso и избыточную концентрацию катиона.
Слайд 50
Расчет растворимости в присутствии одноименных ионов
одноименные ионы –
анионы
одноименные ионы – катионы
Слайд 52 Ионное произведение (ИП) и критерии установления возможности образования
и выделения в осадок малорастворимых электролитов с учетом реальных
концентрацийИП – это произведение исходных концентраций (с учетом разбавления) ионов в соответствующих степенях, которые могут образовать малорастворимый электролит, до их химического взаимодействия.
ИП < Kso: система представляет собой ненасыщенный раствор, малорастворимый электролит не образуется и не выделяется в осадок.
ИП = Kso : насыщенный раствор, малорастворимый электролит образуется, но не выделяется в осадок.
ИП > Kso : раствор пересыщен, малорастворимый электролит образуется и выделяется в осадок;
ИП >> Kso : раствор пересыщен, малорастворимый электролит образуется и выделяется в осадок.
Слайд 53 Выпадет ли осадок при смешении 20 мл 0,005
М раствора хлорида кальция с 30 мл 0,002 М
раствора серной кислоты?Решение: Концентрации с учетом разбавления при смешивании растворов будут равны:
С(СаСl2) = 0,005.20/50 = 0,002 M = C(Ca2+),
C(H2SO4) = 0,002.30/50 = 0,0012 M = C(SO42-).
Тогда ИП = C(Ca2+).C(SO42-) = 0,002.0,0012 = 2,4.10-6, сравнивая с Kso = 2,5.10-5 видим, что
ИП < Kso, поэтому осадок не выпадет.
Слайд 54
Критерий и расчет практической полноты осаждения
Осаждение считается практически
полным, когда концентрация ионов малорастворимого электролита, оставшихся в растворе
над осадком, не превышает 10–6 моль/л.[i]ост. ≤ 10–6 моль/л
Слайд 55
Формулы расчета полноты осаждения
осаждается катион
KsoKmAn = [Kn+]mост. ∙
[Am–]nизб
осаждается анион
KsoKmAn = [Kn+]mизб. ∙ [Am–]nост.
Общая формула:
Слайд 56
Расчет полноты осаждения
Будет ли достигнута полнота осаждения ионов
Pb2+ и Ag+, если к 10 мл их 0,5
М раствора добавить 10 мл 2 М раствора HCl?Решение: Исходные концентрации ионов с учетом разбавления при смешивании растворов будут равны соответственно: С(Pb2+) = 0,25 M, C(Ag+) = 0,25 M и C(Cl-) = 1 M.
После протекания реакций осаждения: Pb2+ + 2Cl- = PbCl2↓
Ag+ + Cl- = AgCl↓ оставшаяся концентрация хлорид-иона будет равна: C(Cl-) = 1-2*0,25-0,25 = 0,25 М. Следовательно,
С(Ag+)ост. = S(AgCl) = Kso/C(Cl-) = 1,78.10-10/0,25 = 7,1.10-10 M (<10-6), С(Pb2+) ост. = S(PbCl2) = Kso/C(Cl-)2 = 1,6.10-5/(0,25)2 = 2,56.10-4M (>10-6).
Таким образом, полнота осаждения Ag+ достигается, а Pb2+ - нет.
Слайд 57
Факторы, влияющие на полноту осаждения
Концентрация осадителя
Температура (t)
Природа растворителя
Сила
осадителя как электролита
Солевой эффект
Слайд 58
Влияние концентрации осадителя
Избыточная концентрация осадителя увеличивает полноту осаждения
и является положительным фактором только в том случае, если
осадитель в избытке не вступает в химическую реакцию с осадком.Например:
Слайд 59
Влияние концентрации осадителя
Избыточная концентрация осадителя является отрицательным фактором,
если избыток осадителя вступает в химическую реакцию с осадком
и осадок частично или полностью растворяется с образованием кислых или комплексных солей.Например:
Слайд 60
Влияние температуры (t)
При увеличении t увеличивается активность химического
взаимодействия, но в то же время увеличивается растворимость (S)
малорастворимого электролита (осадка).Например: S(PbCl2) при 70о > S(PbCl2) при 20о.
Уменьшение t не способствует активному протеканию взаимодействия, но приводит к уменьшению растворимости осадка (S), поэтому вначале систему нагревают, а затем охлаждают или выдерживают при комнатной температуре 15-20 минут.
Слайд 61
Влияние природы растворителя
Растворимость (S) малорастворимых электролитов уменьшается в
присутствии органических растворителей, хорошо смешивающихся с водой.
Слайд 62
Влияние силы осадителя как электролита
При использовании осадителя входящего
в состав более сильного электролита достигается более полное осаждение.
1).Практически полное осаждение достигается в большей степени при добавлении сильного электролита по сравнению со слабым электролитом
Слайд 63
Солевой эффект
Солевой эффект – это увеличение растворимости малорастворимого
электролита при I > 0 в присутствии посторонних ионов.
Для подавления солевого эффекта, т.е. для подавления действия большой ионной силы, вводят большую концентрацию одноименных ионов в составе сильного электролита.Слайд 64 Расчет концентрации осадителя для начала и практически полного
осаждения ионов
осаждаемый ион – катион
осаждаемый ион – анион
Общая формула:
Слайд 65 Для расчета концентрации осадителя для практически полного осаждения
необходимо знать Кso малорастворимого электролита и критерий практически полного
осаждения иона (10–6 моль/л).Общая формула:
Слайд 66
Дробное осаждение
Это определенная последовательность в образовании и выделении
в осадок малорастворимых электролитов из одного и того же
раствора при действии одним и тем же осадителем.Два правила дробного осаждения
1. При одинаковой концентрации осаждаемых ионов образование и выделение в осадок малорастворимых электролитов наблюдается по мере увеличения их растворимости (S), т.е. первым образуется и выделяется в осадок тот малорастворимый электролит, растворимость которого наименьшая.
2. При разных концентрациях осаждаемых ионов образование и выделение в осадок малорастворимых электролитов наблюдается по мере увеличения концентрации осадителя, необходимой для начала осаждения каждого иона, т.е. первым выделяется в осадок тот малорастворимый электролит, для начала осаждения которого потребуется меньшая концентрация осадителя.
Слайд 67
Пример правила 1
Дан р-р: Cl–, Br–
C(Cl–) =
C(Br–)
+AgNO3 10–6 моль/л < 10–5 моль/л
↓ SAgBr < SAgClос-к: AgCl, AgBr первым выделится AgBr
бел. бл.ж.
Слайд 68
Пример правила 2
Дан р-р: Cl–, Br– и C(Cl–)
≠ C(Br–)
С(Cl–) = 1 моль/л; С(Br–) = 10–3 моль/л
+AgNO3
↓ос-к: AgCl, AgBr
Т.к. 10–10 < 10–9, то первым выделяется AgCl
Слайд 69 Kакой осадок выпадет первым, если к раствору, содержащему
0,1 М KCl и 0,01 М K2CrO4 прибавить раствор
нитрата серебра?Решение: Kso(AgCl) = 1,78.10-10, Kso(Ag2CrO4) = 1,1.10-12. Для начала осаждения Cl- C(Ag+) = Kso(AgCl)/C(Cl-) = 1,78.10-10/0,1 = 1,78.10-9.
Для начала осаждения CrO42-
C(Ag+) = √Kso(Ag2CrO4)/C(CrO42-) =
= √1,1.10-12/0,01 = 1,05.10-5.
Так как 1,78.10-9 < 1,05.10-5 , то первым в осадок выпадает AgCl.
Слайд 70 Какая доля (в%) хлорид-ионов выпадет в осадок до
начала осаждения хромат-ионов?
Решение: Найдем С(Сl-), оставшуюся в растворе на
момент начала осаждения хромат-ионов: С(Сl-) = Kso(AgCl)/С(Ag+)нач.ос.хромат-иона =
1,78.10-10/1,05.10-5 = 1,7.10-5.
Эта величина от исходной концентрации составляет: 1,7.10-5.100/0,1 = 0,017%
Следовательно, до начала осаждения хромат-ионов в осадок выпадет:
100%-0,017% = 99,983% хлорид-ионов.
Слайд 71
Совместное осаждение
Это одновременное осаждение ионов одним и тем
же осадителем из одного и того же раствора.
Совместное осаждение
возникает, если растворимость (S) малорастворимых электролитов одинаковая или одинаковая концентрация осадителя для начала осаждения разных ионов.Совместное осаждение может быть полным и частичным.
Чтобы выяснить наличие совместного осаждения (полного или частичного), необходимо произвести расчеты концентрации осадителя для начала и практически полного осаждения и представить их графиками.
Слайд 72
Совместное осаждение
Расчеты для построения графиков осаждения
Расчет С(осадителя) для
начала и практически полного осаждения каждого иона.
Нанесение полученных значений
на график и соединение их прямой линией.Определение области совместного осаждения.
Слайд 75
Частичное совместное осаждение
Пример: Происходит ли совместное осаждение Ва2+
и Sr2+ из их 0,1 М растворов при добавлении
H2SO4? Кso(ВаSO4) = 10-10Кso(SrSO4) = 10-7
Решение:
1. С(H2SO4)для нач.ос. Ва2+ = Кso(ВаSO4) /C(Ва2+) = 10-10/0,1 = 10-9М
С(H2SO4)для нач.ос. Sr2+ = Кso(SrSO4) /C(Sr2+) = 10-7/0,1 = 10-6 М
С(H2SO4)для конца.ос. Ва2+ = Кso(ВаSO4) /10-6 = 10-10/10-6 = 10-4 М
С(H2SO4)для конца.ос. Sr2+ = Кso(SrSO4) /10-6 = 10-7/10-6 = 10-1 М
Слайд 76
Частичное совместное осаждение
Сi
Cисх=0,1
SrSO4
ВаSO4
КПО=10-6 М
10-9 М 10-6 М 10-4 М 10-1 М Cосадителя
Слайд 78
Фракционированное (раздельное) осаждение
Сi
Cисх=0,1
10-6 М
10-12 10-11
10-4 10-2 Cосадителя
Слайд 79
Важнейшие осадители
Кислоты: HCl, H2SO4, H2S, коричная кислота.
Основания: NaOH,
KOH, NH3∙H2O, 8-оксихинолин
Соли:
Na2CO3 (K2CO3), Na2HPO4 (K2HPO4), KI, AgNO3, BaCl2, K2CrO4, K2Cr2O7.
Слайд 80
Растворение осадков
Критерий полноты растворения осадков:
10–2 моль/л.
Sм.р. эл-та,
содержащего осаждаемый ион, ≥ 10–2 М
или (≥ 2∙10–2, ≥
5∙10–2)
Слайд 81
Растворение осадков
Растворение осадка происходит при ИП
осадка возможно при:
1. сильном разбавлении;
2. связывании ионов осадка
в малодиссоциированный (слабый) электролит; 3. образовании из ионов осадка газообразного соединения;
4. связывание ионов осадка в комплексное соединение;
5. окисление или восстановление ионов осадка.
Слайд 83
Растворение осадков
Пример 2. Mg(OH)2 + 2NH4+ = Mg2+
+ 2NH3.H2O
Кso(Mg(OH)2) = 6,0.10-10 ; Кb(NH3.H2O) = 1,76.10-5
Константа
равновесия этой реакции K= Кso(Mg(OH)2)/ Кb2(NH3.H2O) =
6.10-10/(1,76.10-5)2 = 1,94 ≈ 2, что больше 1, следовательно, реакция протекает.
Применяется для отделения Mg2+ от других катионов V группы.
Слайд 84
Растворение осадков
Пример 3. CaCO3↓+ 2CH3COOH ↔ Ca(CH3COO)2 +
H2O + CO2 ↑
Константа равновесия этой реакции
К =
6 ∙ 10–2 больше 10–4 , реакция растворения протекает при избытке CH3COOHПрименяется для получения раствора катионов III группы после перевода их сульфатов в карбонаты.
Слайд 85
Растворение осадков
Пример 4. Вопрос: Будут ли полностью растворяться
в концентрированном аммиаке AgCl и AgBr?
Ответ: Рассчитаем долю
свободных ионов Ag+ в 13 М растворе аммиака: α(Ag+) = 1/(1+β1C(NH3)+β2C(NH3)2) = 1/(1+2,1.103.13+1,7.107.(13)2) = 3,5.10-10M.
Тогда S(AgCl) = C(Cl-) = Kso(AgCl)/α(Ag+) =
1,78.10-10/3,5.10-10 = 0,5 M, что больше 10-2M.
S(AgBr) = C(Br-) = Kso(AgBr)/α(Ag+) = 5,3.10-13/3,5.10-10=
1,5.10-3 M, что меньше 10-2M, следовательно, AgCl растворяется полностью, а AgBr – частично.
Слайд 86
Растворение осадков
Пример 5.
3CuS + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2
+ 3S + 2NO + 4H2O
Окисление сульфид-ионов до свободной
серы приводит к растворению осадка CuS.
Слайд 87
Перевод одних осадков в другие
Необходимость такого перевода возникает
при анализе смеси катионов III группы.
Для реакции ВаSO4 +
Na2CO3 = BaCO3 + Na2SO4 Константа равновесия К = Kso(ВаSO4)/Kso(ВаCO3) = 1,1.10-10/4.10-10 = 0,275
Так как эта величина меньше 1, то степень протекания такой реакции меньше 50%.
А сколько именно?
