- •Теоретические основы химии
- •Часть II «Основные типы химических реакций»
- •Содержание
- •7 Гидролиз солей…………………………………………………………………2
- •7 Гидролиз солей
- •8 Гетерогенные равновесия в растворах электролитов.
- •Влияние pH на растворимость электролитов
- •9 Комплексные соединения
- •10 Ионно-молекулярные (обменные) реакции в водных растворах электролитов
- •Примеры:
- •Преимущественное направление ионно-молекулярных реакций
- •Влияние комплексообразования на растворимость
- •Получение заданного вещества реакцией обмена
- •11 Окислительно-восстановительные свойства веществ. Окислительно-восстановительные реакции
- •Определение возможности окислительно-восстановительных
- •Окислители – пероксиды
- •Восстановители – металлы – простые вещества
- •Составление материального баланса в полуреакциях
- •Примеры:
- •Примеры:
- •Примеры:
- •Комплексные соединения в окислительно–восстановительных реакциях Примеры:
- •Электронный баланс в полуреакциях
- •12 Электрохимические реакции.
- •Уравнение Нернста для металлического электрода
- •Электрохимический ряд металлов
- •13 Коррозия металлов
- •14 Электролиз
- •Материальный баланс электрохимических реакций. Законы Фарадея
- •Пример 1. Рассчитать массу меди, выделившуюся на катоде при электролизе раствора сульфата меди в течение 2 часов при силе тока в 100 а.
- •Пример 2. Рассчитать время электролиза раствора хлорида калия, если при силе тока 100 ампер на аноде выделилось 5,6 литра хлора.
- •15. Химические источники электрической энергии (хиээ)
Преимущественное направление ионно-молекулярных реакций
Величина константы ионного равновесия может дать информацию о преимущественном направлении обратимой реакции, а также может оказаться единственно надежным показателем практической реализации данного процесса. Так, например, сравнивая константы рассмотренных выше равновесий, можно сказать, что в стандартных условиях реакция (а) примерно равновероятна в обоих направлениях, реакция (б) протекает преимущественно вправо, а константа для (в) настолько велика, что эту реакцию можно считать практически необратимой.
Влияние кислотности среды на растворимость
малорастворимых солей
Рассмотрим следующие ионно-молекулярные равновесия:
а) CuS + 2H+ Cu2+ + H2S, б) CoS + 2H+ Co2+ + H2S .
Из уравнений реакций видно, что в обоих равновесиях участвуют ионы водорода, и поэтому в соответствии с принципом Ле-Шателье увеличение кислотности среды в обоих случаях должно сместить равновесия вправо, в результате чего растворимость и CuS, и CoS должна увеличиться.
Насколько ощутимыми будут эти эффекты? Для начала рассчитаем растворимость CuS и CoS в воде:
а) CuS Cu2+ + S2–, SCuS = ПрCuS= 610–36 = 2,410–18 моль/дм3;
б) CoS Co2+ + S2–, SCoS = ПрCoS= 410–21 = 6,310–11 моль/дм3,
Для расчета растворимости этих солей в кислотах, например, при pH=0, рассчитаем соответствующие константы равновесий и затем, с их помощью, – равновесные концентрации ионов металлов в растворах:
а) K = [Cu2+][H2S]/[H+]2= ПрCuS/К1 К2(H2S) = 6,310–36 /2,510–20 = 2,510–16;
учитывая, что при pH, равном нулю [H+] = 1M, а [Cu2+] = [H2S] (при столь малой растворимости соли образующийся сероводород скорее всего останется в растворе), получим:
K = [Cu2+][H2S], откуда [Cu2+] = [CuS] = 2,510–16 = 1,610–8 M
т.о., растворимость CuS при pH = 0
равна всего 1,610–8 М (или 1,510–6 г/л);
б) аналогично для CoS получим:
K = ПрCoS/К1 К2(H2S) = 410–21/2,510–20 = 0,16;
[Co2+] = [CoS] = K = 0,16 = 0,4 M.
В последнем расчете требуется продолжение. Дело в том, что концентрация 0,4 М для сероводорода при нормальных условиях не достигается, т.к. растворимость его в воде 0,1 моль/дм3 – эту предельную концентрацию и следует включить в расчет.
Получим: K = [Co2+][H2S]/[H+]2 = [Co2+]0,1/1, откуда
[Co2+] = K/0,1 = 0.16/0,1 = 1,6 моль/дм3; такой же должна быть и растворимость CoS (1,6 моль/дм3 или 145,6 г/л).
А теперь изменим исходную задачу. Зададим предельную концентрацию ионов меди [Cu2+] = 1.10–6 M в насыщенном растворе CuS и рассчитаем, при какой концентрации кислоты этот предел будет достигнут:
K = [Cu2+][H2S]/[H+]2 = (10–6)2/[H+]2 = 2,510–16, откуда [H+] = 63 М.
Понятно, что такую концентрацию ионов водорода практически не получить. (Напомним, что насыщенный раствор хлороводорода 10 М; а концентрированная серная кислота – 18 М). Следовательно, в растворах с любой кислотностью при растворении CuS концентрация меди не превысит 10–6 моль/дм3 (или другими словами: ионы меди в форме сульфида осаждаются практически количественно из растворов с любой кислотностью).
На основании выполненных расчетов можно заключить, что хотя в растворимость и CoS, и CuS должна увеличиваться с уменьшением pH раствора, растворимость сульфида меди от этого практически не зависит.