1598085291-e9a6c4eef7863c3d04894ea4da133f9d (805567), страница 14

Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла (страница 14)

Зная рН раствора, рассчитать его концентрацию c0.Алгоритм решения: pH  pOH; x = 10-рОН в (*) со)2-й способПо определению:  = cГ/c0= [OH]/c0  [OH] = c0рН = 14 – рОН = 14 + lg [OH] = 14 + lg c0а)  - по строгой формуле;б)  - по приближенной формуле (если КГ10-4): ≈K Г / с0 = 1.59  107 /102 = 4103  1 расчет по приближенной формуле правомерен.[OH] = c0 = 4103102 = 4105.рН = 14 + lg [OH] =14 - 4,4 = 9,6.КГ=КВ /КД   КГ сОН- =со  рН=14+ lgСоK Г  с0 -Приближенный расчет рН растворов гидролизующихся солей по катиону:КГ=КВ / КД осн  КГСосН+ = со  рН= - lgЕсли гидролиз идет по катиону и аниону:то концентрация соли не влияет на  __________.+гдеКГ = КВ/КДК КДО ; [H ]= √ КВ.КДК/КДО .K Г  с0  KГрН =0,5(pKВ + 1/2lgКД(к-ты) -1/2lgКД(осн))Малорастворимые электролитыНапомним:РастворимостьCР - концентрация насыщенного раствораэлектролита при данной температуреВнасыщенных растворахсильныхэлектролитовАnBmустанавливается равновесие между твердой фазой и ионами в р-ре:АnBm(тв)  n Am+(нас.p-р) + m Bn(нас.p-р)сР  nсРmсР моль/лK  a Am   a B n nв насыщенных растворах произведениеактивностей - constmК = ПРАnBm, т.к.

аАnВm(тв) = constПРАnBm - произведение растворимостиПроизведение активностей ионов, содержащихся в насыщенном раствореэлектролита, в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам,есть величина постоянная при данной температуре и называетсяпроизведением растворимостей.ПР зависит: от природы электролита, от температуры;ПР не зависит от активностей ионов.Имеет практическое значение для малорастворимых соединений, когда   1 иа ≈ с.

ПР25С таких малорастворимых электролитов табулированы.● Пример: Ag2SO4(тв)  2Ag+(р-р) + SO42-(р-р)ПР  a 2 Ag   aSO 2  7, 7 105 при 298К4Условие выпадения осадка малорастворимого вещества из раствора:Если ( a AmЕсли ( a Amnn a B n a B nmm)  ПРтабл – осадок выпадает.)  ПРтабл – осадок не выпадает.Пример. Можно ли приготовить раствор Са(ОН)2 концентрации с=2.10-3 моль/л,если ПР Са(ОН)2 = 6.10-6Решение.

Са(ОН)2  Са2+ + 2ОН1)Рассчитаем ионную силу раствора:I = ½(cCa2+ z2Ca2+ + cOH-z2OH-) = 8.10-3;2)По правилу ионной силы определим коэффициенты активности из таблицы:Са2+≈ 0,61 ОН-≈ 0,933)Рассчитаем произведение активностей ПА в растворе требуемойконцентрации:ПА = аСа2+(аОН-)2 = 0,61.2.10-3(0,93.4.10-3)2 = 1,69.10-8ВЫВОД: ПА  ПРтабл  раствор заданной концентрации можно приготовить.Зная ПР, легко рассчитать растворимость сР и наоборот:АnBm(тв)  n Am+(нас.p-р) + m Bn(нас.p-р)сР  nсРmсР моль/лПР = a Am  a B n = (А m+n сР)n  (B nm сР)m==(А m+)n (B n)m  nn  mm (сР)n+mnC P  nmmПР( Am  ) n  ( B n  ) m  n n  m mрастворимость малорастворимого сильного электролита.если   1,сP  nm ПР / n n  m mЗадача.

Определить сР MgF2, в растворе, в котором (Mg2+) = 0,7, (F-) = 0,96.Решение:MgF2  Mg2+ (нас.р-р) + 2F-(нас.р-р)ПР(MgF2) = 410-9 = a Mg 2  a F сР =324  10 9 3 1,55  10 9  0,54  10 2 моль/л.220,7  0,96  2  1Растворимость СР зависит от:1) ионной силы раствора – введение растворимого электролита, не имеющегообщих ионов(напр.NaCl)ПР = Mg2+ сMg2+ F-2сF-2С ростом ионной силы раствора (I)  i  сР увеличивается. так как при Т=const  ПР =const2) введения одноименного ионаMgF2  Mg2+ (нас.р-р) + 2F-(нас.р-р)NaF  Na+ (р-р) + F-(р-р)сF - равновесие смещается влево  сРНа этом явлении основано разделение элементов методом осаждения:растворимость СаСО3 и МgСО3 падает при введении в раствор хорошорастворимых К2СО3 или Nа2СО3  ионы жесткости Са2+ и Мg2+ удаляются израствора.3) Повышение ср при образовании комплексов:KCl + AgNO3 = KNO3 + AgCl↓AgCl↓ + KCl = K[AgCl2]- хорошо растворим.РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ КОМПЛЕКСНЫХ СОЕДИНЕНИЙКомплексные соединения диссоциируют в растворахэлектролиты на внешнюю и внутреннюю сферы (комплексы).каксильныеСu(NН3)4SО4  Сu(NН3)42+ + SО42К2Zn(CN)4  2K+ + Zn(CN)42Комплексы (комплексные ионы) диссоциируют как слабые электролиты.Диссоциация - многоступенчатая:Cu(NH3)42+  Cu(NH3)32+ + NH3К12+2+Cu(NH3)3  Cu(NH3)2 + NH3К22+2+Cu(NH3)2  Cu(NH3) + NH3К32+2+Cu(NH3)  Cu + NH3К4_________________________________________Cu(NH3)42+  Cu2+ + 4 NH3КНКонстанта суммарной реакции КН - константа нестойкости,произведению констант диссоциации по отдельным ступенямКН = К1К2К3К4.KH 4aCu2  aNH3a[Cu ( NH ) ]23 4равнаCu 2   NH 3  2,14 10132при 298К[Cu( NH 3 )4 ] 4В растворах прочных комплексов концентрация ионов комплексообразователямала.В общем виде для диссоциации комплекса МХnz  Мn+ + nXmKH a M n   a Xn ma[ MXn]Zz - заряд комплекса; n+ - заряд комплексообразователя; m - заряд лиганда.Константа обратного процесса, т.

е. процесса образования комплекса,называется константой устойчивости.КУ = 1/КН.Чем ниже константа нестойкости комплекса и чем выше константаустойчивости, тем прочнее комплекс.Константы нестойкости КН и устойчивости КУ зависят от природылигандов и комплексообразователя, а также от значения координационногочисла.Пример. Определите концентрацию ионов Cu2+ в 0,05 М раствореСu(NН3)4SО4: а) в отсутствие избытка лигандов; б) при концентрации аммиакаNH3 0,1 моль/лРешение.а) Сu(NН3)4SО4  Сu(NН3)42+ + SО420,05 0,050,052+2+Cu(NH3)4  Cu + 4 NH3КН=2,14.10-130,05 – хх4х.4.4КН= х (4х) /(0,05-х)≈ х (4х) /0,05=2,14.10-13х =[Cu2+]=5,4.10-4 моль/л(т.к.КН очень мало, можно пренебречь х по сравнению с 0,05)б) при избытке NH3 вместо 4х  0,1КН=х.(0,1)4/0,05= 2,14.10-13.Откуда х =[Cu2+]≈10-10 моль/л, то есть на 5-6 порядковменьше!Лекция 18Электрохимические процессыПлан лекции1. Окислительно-восстановительные реакции.2.

Особенности электрохимических реакций.3. Законы Фарадея.4. Термодинамика электрохимических процессов.5. Электродный потенциал.6. ЭДС. Связь с другими характеристиками.Электрохимические процессы - процессы прямого превращения химическойэнергии в электрическую и, наоборот, электрической энергии в химическуюв результате протекания электрохимических реакций.Химические реакции можно разделить на 2 группы:1) Окислительно-восстановительные, которые протекают с изменениемстепени окисления участников (ОВР);2) Ионно-обменные, которые протекают без изменения степени окисленияучастников.ПРИМЕРНо2 + Оо2 = Н+2О-2 - окислительно-восстановительная (ОВР)H+NO3 + K+O-2H+ = H+2O-2 + K+NO3 – ионно-обменнаяZno + Cu+2SO4 = Zn+2SO4 + Cuo (3) - окислительно-восстановительнаяZn+2SO4 + Ba+2Cl2 = Zn+2Cl2 + Ba+2SO4 – ионно-обменнаяПри опускании Zn-пластины в раствор CuSO4наблюдается выделение металлической меди,пластина покрывается рыжим налетом(реакция 3).В любой ОВР можно выделить 2 полуреакции:полуреакцию окисления и полуреакцию восстановления.ПРИМЕРZno = Zn2+ + 2e – окисление (отдача электронов)Cu+2 +SO42- + 2e = Cuo + SO42- - восстановление (принятие е)Zno + CuSO4(р) = ZnSO4(р) + Cuo – суммарно (реакция 3)Если пространственно разделить эти две полуреакции, а переход электроновосуществить по проводнику 1-го рода, получим электрохимическую реакцию.ОПЫТ71- Zn –пластина в растворе ZnSO4(3);2-Cu-пластина в растворе CuSO4 (4);5-металлический проводник;6-разделительная диафрагма(электролитический мостик);7-гальванометрГальванометр фиксирует ток в цепи – движение электронов от Zn к Cu,вольтметр – напряжение (разность потенциалов) между электродами.Имеем простейший источник тока –гальванический элемент(-) АНОД: Zno = Zn2+ + 2e – окисление(+) КАТОД: Cu+2 + 2e = Cuo - восстановлениесуммарно: Zno + CuSO4(р) = ZnSO4(р) + Cuo - ТОРТОР – токообразующая реакцияТаким образом, электрохимические реакции – это ОВР, в которыхокислительная и восстановительная полуреакции разделены пространственно, апереход электронов происходит по проводникам 1-го рода.Для проведения электрохимической реакции требуется электрохимическаясистема (электрохимическая цепь).Электрохимическая цепь состоит из внешней цепи и внутренней цепи.Ионный проводник (проводник 2-го рода)- раствор электролита, расплав илитвердый электролит.Электроды - металлические или полупроводниковые материалы (проводники1-го рода) в контакте с проводником 1-го рода.Различают:Анод – на котором идут процессы окисления;Катод – на котором идут процессы восстановления.ЗАКОНЫ ФАРАДЕЯ(1833г.

Характеристики

Список файлов лекций