3.2. Разрушение комплексного иона

[Ag(NH₃)₂]⁺

В пробирку поместите 5…6 капель раствора серебра нитрата и столько же натрия хлорида. Наблюдайте выпадение осадка. Осадок растворите, добавляя по каплям 25 %-й раствор аммиака. Растворение осадка – признак образования комплексного иона [Ag(NH₃)₂]⁺. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций. Раствор разделите на две части. К одной прибавьте 1…2 капли воды, к другой – 1…2 капли НNО₃.

В какой пробирке выпадает осадок AgСl? Разрушается ли комплексный ион [Ag(NH₃)₂]⁺ при разбавлении водой?

Составьте уравнение диссоциации [Ag(NH₃)₂]Сl и комплексного иона [Ag(NH₃)₂]⁺. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакции аммиака NH₃ с азотной кислотой. Какой комплексный ион при этом образуется? Как отразится образование этого иона на равновесии диссоциации [Ag(NH₃)₂]⁺? Почему выпадает осадок AgСl? Составьте молекулярное и ионное уравнения реакций взаимодействия [Ag(NH₃)₂]Сl с азотной кислотой. Приведите выражение для константы нестойкости иона [Ag(NH₃)₂]⁺ и ее численное значение. Сделайте вывод, какой комплексный ион – [Co(СNS)₄]² или [Ag(NH₃)₂]⁺ – устойчивее.

4. ИЗМЕРЕНИЕ ТЕПЛОВЫХ ЭФФЕКТОВ ХИМИЧЕСКИХ

РЕАКЦИЙ И РАСЧЕТ ЭНЕРГИИ ГИББСА

ПРОЦЕССОВ

Цель работы

Выполнение калориметрических измерений и термодинамических расчетов, связанных с энергией химических реакций.

Теоретическое введение

В любом процессе соблюдается закон сохранения энергии: теплота Q, подведенная к системе, расходуется на увеличение ее внутренней энергии U и на совершение системой работы А над внешней средой (первый закон термодинамики):

Q = U + А.

Если химическая реакция протекает в открытом сосуде при постоянной температуре (р, Т = const) и единственным видом совершаемой работы является работа расширения (А = р^. V), то тепловой эффект этой реакции равен изменению энтальпии Н системы:

Q_р.т. = U + рV = Н,

где Н = U + рV.

При _rH > 0 (теплота подводится к системе из окружающей среды) реакцию называют эндотермической, а при _rH < 0 (теплота выделяется в окружающую среду) – экзотермической.

Если в уравнении химической реакции указан ее тепловой эффект, уравнение называют термохимическим. Например:

N_2(г) + 3Н_2(г) = 2NН_3(г); _rH^о(298 К) = – 92,4 кДж.

При записи термохимических уравнений реакций указывают:

а) агрегатное состояние или аллотропные модификации веществ;

б) условия протекания процесса (_rH^о(298 К) – стандартный тепловой эффект реакции при 298 К).

Тепловой эффект химической реакции зависит от количества реагирующих веществ. Так, например, при нейтрализации в водном растворе 0,1 моль NаОН избытком соляной кислоты выделяется 5,7 кДж теплоты, а при нейтрализации 10 моль NаОН – 570 кДж.

Возможность и пределы самопроизвольного протекания ре-акции при р, Т = const определяют с учетом энергии Гиббса G = Н-ТS, где Н – энтальпия, S – энтропия, Т – температура.

Изменение энергии Гиббса в ходе химической реакции называют энергией Гиббса химической реакции (_rG). В тех случаях, когда _rG < 0, реакция протекает самопроизвольно. Пределом самопроизвольного течения реакции является условно _rG = 0. Величины _rН, _rS и _rG вычисляют на основании следствий из закона Гесса. Изменение энтропии _rS, энергии Гиббса химичес-кой реакции _rG, так же как и тепловой эффект реакции _rН, зависят от количества веществ в системе.