Файловый архив студентов. Файловый архив студентов.
1327 вузов, 5493 предметов.
/ Регистрация
FAQ Обратная связь Вопросы и предложения
Добавил:
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Башкирский Государственный Аграрный Университет
Предмет:
[НЕСОРТИРОВАННОЕ]
Файл:

Общая химия. Практикум

.pdf
Скачиваний:
0
Добавлен:
07.09.2026
Размер:
1 Мб
Скачать
☆
Гетерогенные равновесия в растворах электролитов

;
т. е. повысить концентрацию ионов Kn+ или Am-, то в соответ­ствии с принципом Ле Шателье равновесие сместится в сторо­ну образования осадка. Введение в раствор одноименных ионов приводит к уменьшению растворимости электролита.
Пример 1. Рассчитайте растворимость (моль/л) фосфата ба-
рия и сульфида серебра (I).
Ba
(PO4)
3
 3Ba
2 (к)
ПР ПР
32
S 
32
32
2+
+ 2PO
5
108
3-
, ПР = [Ba
4
2010
,
5
108
29

2+] 3
7110
,
[PO
7
3-] 2
= 6,0 × 10
4
моль/л
для сульфида серебра (I)
Ag
 2Ag+ + S
2S (к)
ПР ПР
21
S 
3
2
2
4
2-
, ПР = [Ag+] 2 [S
50
7210
,
3
4
2-

2610
,
] = 7,2 10
17
моль/л
–50.
Пример 2. Рассчитайте а) растворимость карбоната кадмия; б) растворимость карбоната кадмия в 0,1 М растворе карбо-
ната натрия Na
2CO3
,
ПР
CdCO

3
5210
,
.
12
Решение. а) равновесие в насыщенном растворе карбона-
та кадмия: СdСО
3 (к)
 Сd
2+
+ СО
2-
3
Растворимость карбоната кадмия:
S 
ПР моль/л
CdCO
5210 22810
3
12 6
,,
б) концентрация карбонат-ионов в насыщенном растворе
карбоната кадмия
[СО
2-
] = S = 2,28 × 10–6 моль/л
3
В 0,1 М растворе карбоната натрия концентрация карбонат-
ионов равна 0,1 моль/л (Na
= 2Na+ + CO
2CO3
2-
).
3
–39
21
Ионные равновесия в растворах электролитов


[]

21
Равновесная концентрация карбонат-ионов в присутствии
карбоната натрия:

26
[],,,CO моль/л
228100101

3
Произведение растворимости не зависит от концентрации
ионов,
ПР Cd CO
CdCO
3
2
[]
2 3
откуда концентрация ионов кадмия в присутствии карбона­та натрия
12
ПР
2
[]
CdCO
[]
CO
3
2
3
,
5210
,
01

,Cd
5210
11
моль/л
Растворимость карбоната кадмия в 0,1 М растворе карбо-
ната натрия,
S [],Cd моль/л
5210

1
Повышение концентрации карбонат-ионов приводит к сме-
щению гетерогенного равновесия СdСО
 Сd
3 (к)
2+
+ СО сторону образования осадка и понижению растворимости кар­боната кадмия.
Условие выпадения и растворения осадка
Используя значение произведения растворимости, можно определить возможность образования осадка или его раство­рения в растворе заданного состава.
Осадок образуется, если произведение молярных концентра­ций ионов малорастворимого сильного электролита (ПК) в дан­ном растворе отвечает условию: ПК > ПР — раствор является пересыщенным. Если ПК < ПР, раствор ненасыщенный, оса­док не образуется. Когда система уже содержит осадок, и созда­ют условия, при которых ПК < ПР, например, разбавляют рас­твор, осадок частично или полностью растворяется.
22
2-
в
3
Гетерогенные равновесия в растворах электролитов
,.
,;
,;
>
Пример. Определите, образуется ли осадок BaSO4 при сли-
вании равных объемов 0,001 М растворов Ba (NO3)2 и Na2SO4.
ПР
BaSO

4
11 10
10
Решение. Из уравнений диссоциации солей
Ba (NO
3)2
= Ba
+ 2NO
2+
Na2SO4 = 2Na+ + SO
-
3
2-
4
следует, что концентрации ионов в исходных растворах:
CC
2+
Ba
Ba(NO)
32
моль/л= = 0 001
CC
2
SO
Na SO
4
24
моль/л= = 0 001,
После сливания равных объемов исходных растворов сум­марный объем увеличивается в два раза, а молярные концен­трации ионов, соответственно, уменьшаются в два раза:
0 001
C

2
Ba
0 0005
2
моль/л
C
,
0 001
,

2
SO
4
2
0 0005
,
моль/л
Произведение концентраций ионов в растворе:
ПК
CC
2
Ba SO
В полученном растворе


0 0005 0 0005 2510
2 4
ПК ПР
,, ,
(2,5×10–7 > 1,1×10
BaSO
4
7
–10
т. е. осадок сульфата бария образуется.
),
Направление ионных реакций
Ионные реакции можно рассматривать с позиции химиче­ского равновесия, они проходят в направлении большей степени связывания ионов (если образуются слабые электролиты, мало­растворимые вещества или газы). Если малорастворимые соеди­нения или слабые электролиты входят в состав и исходных ве­ществ и продуктов реакции, то ее направление не всегда можно оценить качественно, необходим расчет константы равновесия.
Пример. Рассчитайте значение констант химического рав­новесия реакции растворения сульфидов марганца и меди (II)
23
Ионные равновесия в растворах электролитов
n]

;
u]



];
 
KK
�
в соляной кислоте. Сделайте вывод о возможности протекания реакций в прямом направлении.
Решение.
Составим уравнения реакций в молекулярной и ионной
формах:
MnS
+ 2HCl  H2S + MnCl2 (1)
(к)
MnS
CuS
+ 2H+  H2S + Mn
(к)
+ 2HCl  H2S + CuCl2 (2)
(к)
+ 2H+  H2S + Cu
CuS
(к)
2+
2+
Для ионных форм уравнений реакций запишем выражения
констант химического равновесия:
+2
[H ]
2+
�
HS[C
K
2
=
C
2
HS[M
K
2
=
C
1
+2
[H ]
2+
Для проведения дальнейших расчетов умножим числитель
и знаменатель на [S
2–
], а затем произведем перегруппировку
для выделения отдельных сомножителей:
HS[Mn ][S ]
K
K
2
=
C
1
HS[Cu ][S ]
2
=
C
2
2+ 2–
�
+2 2–
[H ][S]
2+ 2–
�
+2 2–
[H ][S]
HS
=
2
+2 2–
[H ][S]
HS
2
+2 2–
[H ][S]
2+ 2
[Mn ][S
��
2+ 2
[Cu ][S
��––]
––
Первый сомножитель — величина, обратная суммарной кон­станте диссоциации сероводородной кислоты, равной произ­ведению констант диссоциации по первой и второй ступеням:
2–
–
HS
2
=
+
H
[HS]

[S ]
–
2–
H
S  H+ + HS
2
HS–  H+ + S
+–

H[HS ]
HS
2 2
1
=
[H S]
� � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � �
2
24
Гетерогенные равновесия в растворах электролитов
S]
KK
CC
12
==2;
�
==
>>
2
+
[H S]
2
2–

12
H[
=
KK
Второй сомножитель — произведение растворимости соот-
ветствующего сульфида:
2+
MnS
ПР =MnS ПР =Cu
MnS
Mn
2+ 2
 
2–
+ S

� � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � �
CuS  Cu
CuS
2+
2–
+ S
++
2

S
Таким образом,
2
ПР
=
MnS
� � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � �
HS
22 2
KK
1HS2
ПР
=
KK
1HS2
CuS
�
S
H
22
После подстановки справочных данных:
10
–
2510
K
C
1
K
C
2
,
813
––
8910 1310
,,
8910 1310
�
,,
38
–
,
3210
813
––
�
Значение константы равновесия MnS
K
MnCl
;
2
1>>
показывает, что равновесие смещено в сторо-
C
1
10
210
,
18
–
2
,
810
+ 2HCl  H2S +
(к)
ну прямой реакции — сульфид марганца (II) растворяется в со­ляной кислоте.
K
Для реакции CuS
+ 2HCl  H2S + CuCl2;
(к)
C
1
1
, следо­вательно, равновесие смещено в сторону обратной реакции — сульфид меди (II) не растворяется в соляной кислоте.
25
Общие закономерности химических процессов
Общие закономерности химических процессов
Лабораторная работа № 1. Термохимические измерения
Опыт 1. Определение энтальпии нейтрализации
Ход опыта
Опыт проводят в упрощенном калориметре (стакан в ста-
кане).
• Во внутренний стакан калориметра налейте из бюретки 30 мл 0,5 М раствора соляной (хлороводородной) кисло­ты, поместите термометр и измерьте начальную темпе­ратуру (t1). Термометр оставьте в стакане до конца экс­перимента.
• В другой стакан отмерьте из бюретки 30 мл 0,5 М раство­ра гидроксида натрия.
• Быстро вылейте раствор щелочи в стакан с кислотой (внутренний стакан калориметра), осторожно переме­шайте полученный раствор и измерьте конечную тем­пературу раствора (t2).
Обработка результатов
1. Исходные данные и результаты опыта:
• объем раствора кислоты
к
V
= ______ мл = _______ л;
26
Лабораторная работа № 1. Термохимические измерения
V
=
  ()
21
()TT
21
tC

щщ

• объем раствора щелочи
• концентрация раствора кислоты
• концентрация раствора щелочи
• начальная температура
• конечная температура
щ
= _______ мл = ________ л;
к
С
= _____ моль/л;
M
щ
С
= _____ моль/л;
М
t1=
______ 0С;
t
_____ 0С.
2
2. Количество выделившейся при нейтрализации теплоты:
qcVTT
__________ = _______ Дж = _______ кДж,
где c — удельная теплоемкость раствора, принять равной удель- ной теплоемкости воды, c = 4,18 Дж/(г · К);
к
V — объем полученного раствора, мл, V ≈ V
+ Vщ;
ρ — плотность раствора, принять равной плотности воды,
ρ ≈ 1 г/мл;
-
— разность конечной и начальной температур, К;
(),( )TTKt

21 21
0
.
3. Количество вещества хлороводорода и гидроксида на-
трия, взятое для реакции:
кк
 
СV CV
М
к
С
где
— молярная концентрация раствора кислоты (щелочи),
M
М
___________________ = ________ моль,
моль/л;
к
— объем раствора кислоты, л;
V
щ
V
— объем раствора щелочи, л.
4. Количество теплоты, выделяющейся при нейтрализации
1 моль реагента:
q
Q
= _________ кДж/моль.
5. Энтальпия нейтрализации:
∆Н = — Q = _____________ кДж/моль.
6. Запишите термохимическое уравнение реакции нейтра-
лизации соляной кислоты гидроксидом натрия.
27
Общие закономерности химических процессов
ΔН
 

12
HO
7. Отметьте экзо- или эндотермической является данная
реакция.
Опыт 2. Определение энтальпии гидратации безводного cульфата меди (II)
Процесс растворения безводного сульфата меди (II),
CuSO
= CuSO
4(к)
4(р)
, ∆Н,
можно представить как двухстадийный: гидратация безводно­го сульфата меди (II)
CuSO
+ 5H2O
4(к)
= CuSO4 5H2O
(ж)
(к) ∆Н1
и растворение кристаллогидрата меди (II) CuSO
· 5H2O
4
= CuSO
(к)
+ 5H2O
4 (р)
(ж)
, ∆Н
2
CuSO
ΔН
CuSO
4(к)
1
CuSO4 ·5H2O
(к)
ΔН
4(р)
2
Согласно закону Гесса,
HH H
1
,
2
откуда энтальпия гидратации безводного сульфата меди (II)
HHH

,
где ∆Н рассчитывают по результатам эксперимента;
= 11,48 кДж/моль.
∆Н
2
Ход опыта
Для определения теплового эффекта используют упрощен-
ный калориметр (стакан в стакане).
• Во внутренний стакан калориметра налейте 100 мл воды
V
), опустите в воду термометр и через 1–2 минуты за-
(
2
пишите начальную температуру (t1).
28
Лабораторная работа № 1. Термохимические измерения
22

12
=
=
()
21
()TT
21
-
tC
• Взвесьте на весах 5,0 г безводной соли — CuSO4 (m1).
• Перенесите навеску соли в калориметр, перемешайте со-
держимое до растворения, измерьте конечную темпера­туру раствора (t2).
Обработка результатов
1. Исходные данные и результаты опыта:
• масса соли m1 = _______ г;
• масса воды
m
2
V
HO HO
______ г;
• масса раствора
• начальная температура
• конечная температура
mm m
t
t
2
= ______ г;
______ 0С;
1
______ 0С.
2. Количество теплоты, выделившейся при растворении
соли:
qcmT T
= _______________ = _________ Дж = _____ кДж,
где c — удельная теплоемкость раствора, принять равной удель­ной теплоемкости воды, c = 4,18 Дж/(г · К);
– разность конечной и начальной температур, К;
(),( )TTKt

21 21
0
3. Количество теплоты, выделяющейся при растворении
1 моль безводного сульфата меди (II):
q
M
Q
M
CuSO
q

CuSO
4
— молярная масса сульфата меди (II), г/моль.
4
CuSO
m
1
4
= ___________ кДж/моль,
4. Энтальпия растворения безводного сульфата меди (II)
∆Н = –Q = _________ кДж/моль.
29
Общие закономерности химических процессов
5. Энтальпия гидратации безводного сульфата меди (II):
HH111 48,
= ______________ кДж/моль.
6. Запишите термохимическое уравнение гидратации без-
водного сульфата меди (II).
7. Отметьте экзо- или эндотермической является данная
реакция.
Контрольные задания
1. При взаимодействии 10,5 г железа с серой в стандартных
условиях выделилось 18,27 кДж теплоты. Рассчитайте стандарт­ную энтальпию образования сульфида железа (II).
2. Расположите вещества в порядке увеличения устойчи-
вости:
Вещество DH 0
H
2O (г)
H
2Te (г)
H
2Se (г)
H
2S (г)
кДж/моль
обр,
–242
+154
+ 85
–20
Запишите термохимические уравнения реакций, стандарт­ные энтальпии которых соответствуют стандартной энтальпии образования соответствующего вещества.
3. Рассчитайте стандартную энтальпию образования оксида
железа (III) исходя из термохимических уравнений: 2Fe 4FeO
(к)
(к)
+ O + O
= 2FeO
2(г)
= 2Fe2O
2(г)
DH 0 = –532 кДж/моль
(к)
DH 0 = –584 кДж/моль
3 (к)
4. Для предложенных реакций:
CH
2H2S
+ H2O
4(г)
+ SO
(г)
= CO
(г)
= 3S
2(г)
30
+ 3H
2(г)
+ 2H2О
(к)
2(г)
(г)
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]
Помощь Обратная связь Вопросы и предложения Пользовательское соглашение Политика конфиденциальности