химический каталог




Сборник задач, вопросов и упражнений по общей неорганической химии

Автор А.Н.Богатиков, В.А.Красицкий и др.

но 1,610-5 (25 С). Определить растворимость этой соли в моль/л и в г/л. Решение:

Соль диссоциирует по схеме: Ag2SO4 : 2Ag+ + SO42-. Обозначим искомую растворимость соли через s (моль/л). Тогда ^Ag+) = 2s, а ^SO/-) = s.

ПР (Ag2SO4 )= ^(Ag+) -с(6042-) = (2s)2 • s = 4s3. Отсюда s = У ПР /4 = з|1,6 = лМ ? 10 "6 = 1,640-2 моль/л. Так как молярная масса Ag2SO4 равна 312 г/моль, то раствори-

-2

мость Ag2SO4 в г/л будет равна 1,6-10 -312 = 5 г/л.

Пример 6. Растворимость РЫ2 при 20 °С равна 6,5 • 10-4 моль/л. Рассчитать ПР(РЫ2) при 20 °С.

Решение:

Так как растворимость РЫ2 равна 6,5 • 10-4 моль/л, то концентрация

2+ -4

ионов РЬ в насыщенном растворе соли будет такая же - 6,5 • 10 моль/л, концентрация I- будет в два раза больше:

Pbl2 : РЬ2+ + 2I-, т. е. Из 1 моль РЬ12 при диссоциации образуется 2 моль I-. Тогда ПР(РЬ12) = c( Pb2+) • c2(I-) = 6,5 • 10-4 • (2 - 6,5 • 10^)2 = 1,1 • 10-9. Пример 7. Смешали равные объемы 0,001 М растворов CaCl2 и Na2SO4. Образуется ли осадок CaS04 ? ПР (CaS04) = 2,5 • 10-5 . Решение:

Известно, что осадок соли образуется, если произведение концентраций соответствующих ионов соли в момент смешивания будет больше произведения растворимости этой соли. Так как при смешивании равных объемов двух солей концентрация каждой соли уменьшается вдвое, то в момент смешивания концентрации солей в нашем

2+

случае будут равны по 0,0005 моль/л. Концентрации ионов Ca и

2-

SO42- в этот же момент будут равны по 0,0005 моль/л. Следовательно: c(Ca2+) • c(SO42") = 0,0005 • 0,0005 = 2,5-10"7, что значительно меньше величины nP(CaS04). Значит, осадок не образуется.

Пример 8. Сопоставить растворимость AgCl при 25 °С в воде и в растворе NaCl с концентрацией c(NaCl) = 0,1 моль/л. ITP(AgCl) = =1,810-10.

Решение:

Пусть растворимость AgCl при этих условиях в воде равна s. Тогда c(Ag+) = c(Cl") = s (см. пример 1).

nP(AgCl) = c(Ag+) ? c(Cl-) = s2; s = VIP = 1,34 ? 10-5 моль/л.

Пусть растворимость AgCl в 0,1 M растворе NaCl равна s1, тогда c(Ag+) = s1, c(Cl") = s1 + 0,1. Подставим эти значения в выражение ITP(AgCl).

nP(AgCl) = s1(s1 + 0,1) = 1,8 •Ю"10. Так как 0,1 >> sx, то s1 + 0,1 = 0,1 и предыдущее выражение можно упростить, s1 • 0,1 = 1,8 • 10"10. Отсюда s1 = 1,8-10"9.

Сравним растворимость AgCl в воде и в 0,1 M растворе NaCl.

В 0,1 M растворе NaCl растворимость AgCl будет меньше в:

s 1,34 ? 10-5 „ „ 1а3

— = - ^ = 7,4 ? 103 раз.

s1 1,8 ? 10-9

Гидролиз солей

Гидролиз соли - процесс взаимодействия соли с водой, приводящий к образованию слабодиссоциирующих частиц (молекул или ионов). Гидролиз солей качественно можно рассматривать как результат поляризационного взаимодействия ионов соли с их гидратной оболочкой и упрощенно представить следующими схемами:

Кп+ + HOH о KOH(n-1)+ + H+, An" + HOH о HA(n-1)" + OH".

Гидролиз обусловлен образованием малодиссоциирующих частиц КОН(п-1)+ и HA(n"^

Чем больше заряд и меньше радиус ионов соли, тем сильнее их поляризационное взаимодействие с водой, слабее диссоциация образующихся частиц КОН(п-1)+ и HA(n-1^, и в большей степени происходит гидролиз.

Поляризующее влияние на молекулы воды невелико у катионов щелочных и щелочноземельных металлов, однозарядных анионов, например Cl , Вг , NO 3, у некоторых двухзарядных, например SO 4 . По этому соли, образованные анионом сильной кислоты и катионом сильного основания, гидролизу не подвергаются.

Возможны следующие случаи гидролиза солей: гидролиз по аниону, по катиону, по катиону и аниону одновременно.

Гидролиз по аниону. Ему подвергаются соли, образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты (K2CO3, Na2S, Na2SO3, K3PO4 и др.). При гидролизе создается щелочная среда (pH > 7). Например:

CH3COONa — CH3COO- + Na+, Na+ + HOH — реакция не идет, CH3COO- + HOH о CH3COOH + OH-.

Молекулярное уравнение гидролиза -

CH3COONa + HOH < CH3COOH + NaOH.

Данный процесс обратимый, равновесие гидролиза сильно смещено влево, поскольку K(H2O) < K(CH3COOH).

Гидролиз многозарядного аниона протекает ступенчато и при обычных условиях главным образом идет только по первой ступени.

Например: Na2SO3 — 2Na+ + SO 2",

Na+ + HOH - реакция не идет, SO2" + HOH < HSO " + OH- (1 ступень), HSO" + HOH < H2SO3 + OH- (2 ступень). Молекулярные уравнения соответственно имеют вид:

Na2SO3 +НОН < NaHS03 +NaOH, NaHSO3 + HOH Гидролиз по катиону. Ему подвергаются соли, образованные катионом слабого основания и анионом сильной кислоты (NH4Br, ZnCl2, Cu(NO3)2 и др.). Среда при гидролизе кислая (рН < 7). Например:

CuCl2 — Cu2+ + Cl-, Cl- + HOH — реакция не идет, Cu2+ + HOH < CuOH+ + H+ (1 ступень).

Молекулярное уравнение первой ступени гидролиза -

CuCl2 + HOH < Cu0HCl + HCl.

Гидролизом по второй ступени при обычных условиях можно пренебречь.

Гидролиз по катиону и аниону. По катиону и аниону гидроли-зуются соли, образованные катионом слабого основания и анионом слабой кислотыы. Например:

CH3COONH4 — CH3COO" + NH4+, CH3COO" + HOH < CH3COOH + OH", NH4+ +

страница 26
< К СПИСКУ КНИГ > 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

Скачать книгу "Сборник задач, вопросов и упражнений по общей неорганической химии" (1.12Mb)


[каталог]  [статьи]  [доска объявлений]  [прайс-листы]  [форум]  [обратная связь]

 

 

Реклама
уличные баннеры цена
часы уличные двухсторонние купить
Твердотопливные котлы Protherm Бобер 60DLO
концерт дениса мажукова в мдм в декабре 2016 года

Рекомендуемые книги

Введение в химию окружающей среды.

Книга известных английских ученых раскрывает основные принципы химии окружающей среды и их действие в локальных и глобальных масштабах. Важный аспект книги заключается в раскрытии механизма действия природных геохимических процессов в разных масштабах времени и влияния на них человеческой деятельности. Показываются химический состав, происхождение и эволюция земной коры, океанов и атмосферы. Детально рассматриваются процессы выветривания и их влияние на химический состав осадочных образований, почв и поверхностных вод на континентах. Для студентов и преподавателей факультетов биологии, географии и химии университетов и преподавателей средних школ, а также для широкого круга читателей.

Химия и технология редких и рассеянных элементов.

Книга представляет собой учебное пособие по специальным курсам для студентов химико-технологических вузов. В первой части изложены основы химии и технологии лития, рубидия, цезия, бериллия, галлия, индия, таллия. Во второй части книги изложены основы химии и технологии скандия, натрия, лантана, лантаноидов, германия, титана, циркония, гафния. В третьей части книги изложены основы химии и технологии ванадия, ниобия, тантала, селена, теллура, молибдена, вольфрама, рения. Наибольшее внимание уделено свойствам соединений элементов, имеющих значение в технологии. В технологии каждого элемента описаны важнейшие области применения, характеристика рудного сырья и его обогащение, получение соединений из концентратов и отходов производства, современные методы разделения и очистки элементов. Пособие составлено по материалам, опубликованным из советской и зарубежной печати по 1972 год включительно.

 

 



Рейтинг@Mail.ru Rambler's Top100

Copyright © 2001-2012
(05.12.2016)