Раздел 1 8 Влияние посторонних электролитов  на растворимость  малорастворимых сильных электролитов

Раздел 1
8. Влияние посторонних электролитов  на растворимость  малорастворимых сильных электролитов. Солевой эффект, определение.  Формула расчета растворимости в присутствии одноименных катионов или анионов.
Ответ:
Влияние добавок электролита с одноименным ионом
Рассмотрим гетерогенное равновесие
BaSО4(т) = Ва2+ + (водный раствор)
Это равновесие характеризуется константой равновесия — произведением растворимости =constпри Т = const. Введем в систему растворимый электролит, содержащий одноименные ионы (или Ва2+), например, ионы . Тогда концентрация этих ионов в растворе увеличится по сравнению с исходной концентрацией [], обусловленной растворимостью чистого сульфата бария. Но произведение растворимости — величина постоянная при постоянной температуре:
[Ba2+][]= constприТ = const.
Поэтому рост [] приведет к уменьшению концентрации ионов бария[Ва2+], т. е. растворимость сульфата бария уменьшится.
Аналогичное рассмотрение можно провести для любого другого электролита.
Таким образом, введение в раствор электролита, содержащего одноименные с осадком ионы, не образующие с ним растворимые комплексные соединения, понижает растворимость малорастворимого сильного электролита, т. е. увеличивает полноту осаждения вещества.
К такому же выводу можно прийти и на основе учета принципа смещения подвижного равновесия Ле Шателье-Брауна. Однако этот принцип позволяет сделать лишь качественное заключение о том, в какую сторону смещается равновесие при введении одноименных ионов в раствор, тогда как использование произведения растворимости и концентраций дает возможность получить количественные результаты.
Заметим, однако, что если вводимые одноименные с осадком ионы образуют с ним растворимые комплексные соединения, то при достаточно большом избытке этих ионов наблюдается не понижение растворимости вещества, а, наоборот, растворение осадка.
Так, например, в присутствии иодид-ионов I- ионы двухвалентной ртути Hg2+дают красный осадок иодида ртути(II):
Hg2++ 2I- → HgI2 ↓
При избытке иодид-ионов в растворе гетерогенное равновесие HgI2(т) = Hg2++2I- (раствор) не смещается, однако, влево, как следовало бы ожидать, исходя из принципа смещения подвижного равновесия Ле Шателье-Брауна. Наблюдается, наоборот, растворение осадка вследствие образования растворимых комплексных тетраиодомеркурат(II)-ионов
[HgI4]2-:
HgI2(т)+2I- →[HgI4]2-
Влияние добавок постороннего (индифферентного) электролита
Рассмотрим то же гетерогенное равновесие
BaSО4(т) = Ba2++ (раствор)
Введем в систему какие-то растворимые электролиты, не содержащие одноименных с осадком ионов (например, KCl, NaCl, NaNО3, NH4Brи т. д.). При этом общее число ионов в растворе возрастает, увеличиваются силы электростатического взаимодействия между всеми ионами и повышается ионная сила раствора , где все символы имеют обычный смысл.
В этом случае коэффициенты активности f(Ва2+) и f() уже могут заметно отличаться от единицы, поэтому произведение растворимости следует выражать уже не через равновесные концентрации ионов [Ва2+] и [], а через их равновесные активности а(Ва2+) и a():

=a(Ba2+)a() = const.
Учитывая, что а(Ва2+) =f(Ва2+)[Ва2+] и a()= f()[], имеем:
=[Ва2+] []f(Ва2+)f() = const.
При не слишком высоких концентрациях растворов с ростом ионной силы раствора Iс коэффициенты активности ионов уменьшаются (становятся меньше единицы) в соответствии с уравнением второго приближения теории сильных электролитов Дебая и Хюккеля

Но величина в уравнении должна оставаться постоянной при постоянной температуре. Поэтому уменьшение произведения f(Ва2+)f() в формуле должно компенсироваться увеличением произведения [Ba2+][] за счет возрастания равновесных концентраций [Ва2+] и [], т. е. происходит повышение растворимости осадка сульфата бария.
Аналогичные рассуждения справедливы для любого малорастворимого сильного электролита.
Таким образом, введение в гетерогенную систему добавок постороннего (индифферентного) электролита приводит к изменению растворимости малорастворимого сильного электролита вследствие изменения коэффициентов активности ионов. Это явление называется солевым эффектом.
При не очень больших значениях ионной силы раствора (картина, достаточно часто встречающаяся для аналитических систем) введение посторонних электролитов обычно повышает растворимость осадка, так как уменьшаются коэффициенты активности ионов. При больших значениях ионной силы раствора возможно не увеличение, а, наоборот, уменьшение растворимости осадка при введении в систему посторонних электролитов, так как при высоких ионных силах раствора, как было показано выше, коэффициенты активности ионов могут быть больше единицы. В общем случае следует говорить об изменении растворимости осадков.
Солевой эффект проявляется всегда, также и при введении в гетерогенную систему таких электролитов, которые имеют с осадком одноименные ионы. Однако солевой эффект в меньшей степени изменяет растворимость осадка (в несколько раз) по сравнению с влиянием одноименных ионов (в несколько десятков и в сотни раз).
20.Общая характеристика комплексных соединений, классификация комплексных соединений. Строение комплексных соединений. Равновесия в растворах комплексных соединений. Константы устойчивости и нестойкости комплексных соединений. Условные константы устойчивости. Влияние различных факторов на процесс комплексообразования.
Ответ:
Комплексное соединение – химическое вещество, в состав которого входят комплексные частицы.
В настоящее время строгого определения понятия » комплексная частица» нет. Обычно используется следующее определение.
Комплексная частица – сложная частица, способная к самостоятельному существованию в кристалле или растворе, образованная из других, более простых частиц, также способных к самостоятельному существованию.
Например, гидратированный ион меди [Cu(H2O)4]2 – комплексная частица, так как она реально существует в растворах и некоторых кристаллогидратах, образована из ионов Cu2 и молекул H2O, молекулы воды – реально существующие молекулы, а ионы Cu2 существуют в кристаллах многих соединений меди. Напротив, ион SO42 не является комплексной частицей, так как, хоть ионы O2 в кристаллах встречаются, ион S6 в химических системах не существует.
Примеры других комплексных частиц: [Zn(OH)4]2, [Al(H2O)6]3, [Cu(H2O)2Br2], [HgI4]2.
Вместе с тем к комплексным частицам относят ионы NH4 и H3O, хотя ионы H в химических системах не существуют.
Иногда комплексными частицами называют сложные химические частицы, все или часть связей в которых образованы по донорно-акцепторному механизму. В большинстве комплексных частиц так и есть, но, например, в алюмокалиевых квасцах [K(H2O)6][Al(H2O)6]SO4 в комплексной частице [Al(H2O)6]3 связь между атомами Al и O действительно образована по донорно-акцепторному механизму, а в комплексной частице [K(H2O)6] имеется лишь электростатическое (ион-дипольное) взаимодействие. Подтверждение этого – существование в железоаммонийных квасцах аналогичной по строению комплексной частицы [NH4(H2O)6], в которой между молекулами воды и ионом NH4 возможно только ион-дипольное взаимодействие.
По заряду комплексные частицы могут быть катионами, анионами, а также нейтральными молекулами. Комплексные соединения, включающие такие частицы, могут относиться к различным классам химических веществ (кислотам, основаниям, солям). Примеры: (H3O)[AuCl4] – кислота, [Ag(NH3)2]OH – основание, NH4Cl и K3[Fe(CN)6] – соли.
Комплексообразователь – центральный атом комплексной частицы.
Обычно комплексообразователь – атом элемента, образующего металл, но это может быть и атом кислорода, азота, серы, йода и других элементов, образующих неметаллы. Степень окисления комплексообразователя может быть положительной, отрицательной или равной нулю; при образовании комплексного соединения из более простых веществ она не меняется.
Лиганды – атомы или изолированные группы атомов, располагающиеся вокруг комплексообразователя.
Лигандами могут быть частицы, до образования комплексного соединения представлявшие собой молекулы (H2O, CO, NH3 и др.), анионы (OH, Cl, PO43 и др.), а также катион водорода. Различают унидентатные или монодентатные лиганды (связанные с центральным атомом через один из своих атомов, то есть, одной -связью), бидентатные (связанные с центральным атомом через два своих атома, то есть, двумя -связями), тридентатные и т. д.
Координационное число (КЧ) – число -связей, образуемых центральным атомом с лигандами.
Если лиганды унидентатные, то координационное число равно числу таких лигандов.
КЧ зависит от электронного строения центрального атома, от его степени окисления, размеров центрального атома и лигандов, условий образования комплексного соединения, температуры и других факторов. КЧ может принимать значения от 2 до 12. Чаще всего оно равно шести, несколько реже – четырем.
Существуют комплексные частицы и с несколькими центральными атомами.
Внутренняя сфера комплексного соединения – центральный атом со связанными с ним лигандами, то есть, собственно комплексная частица.Внешняя сфера комплексного соединения – остальные частицы, связанные с комплексной частицей ионной или межмолекулярными связями, включая водородные.
Используются два вида структурных формул комплексных частиц: с указанием формального заряда центрального атома и лигандов, или с указанием формального заряда всей комплексной частицы. Примеры:

Для характеристики формы комплексной частицы используется представление о координационном полиэдре (многограннике).

Координационный полиэдр – воображаемый многогранник, в центре которого расположен атом-комплексообразователь, а в вершинах – атомы лигандов, непосредственно связанные с комплексообразователем.
К координационным полиэдрам относят также квадрат (КЧ = 4), треугольник (КЧ = 3) и гантель (КЧ = 2), хотя эти фигуры и не являются многогранниками. Примеры координационных полиэдров и имеющих соответствующую форму комплексных частиц для наиболее распространенных значений КЧ приведены на рис. 1.
Как химические вещества комплексные соединения делятся на ионные (их иногда называют ионогенными) и молекулярные (неионогенные) соединения. Ионные комплексные соединения содержат заряженные комплексные частицы – ионы – и являются кислотами, основаниями или солями (см. § 1). Молекулярные комплексные соединения состоят из незаряженных комплексных частиц (молекул), например: [Fe(CO)5] или [Cr(C6H6)2] – отнесение их к какому-либо основному классу химических веществ затруднительно.
Входящие в состав комплексных соединений комплексные частицы довольно разнообразны. Поэтому для их классификации используется несколько классификационных признаков: число центральных атомов, тип лиганда, координационное число и другие.
По числу центральных атомов комплексные частицы делятся на одноядерные и многоядерные. Центральные атомы многоядерных комплексных частиц могут быть связаны между собой либо непосредственно, либо через лиганды. И в том, и в другом случае центральные атомы с лигандами образуют единую внутреннюю сферу комплексного соединения:

По типу лигандов комплексные частицы делятся на
1) Аквакомплексы, то есть комплексные частицы, в которых в качестве лигандов присутствуют молекулы воды. Более или менее устойчивы катионные аквакомплексы [M(H2O)n]m, анионные аквакомплексы неустойчивы. Все кристаллогидраты относятся к соединениям, содержащим аквакомплексы, например:
Mg(ClO4)2.6H2O на самом деле [Mg(H2O)6](ClO4)2;BeSO4.4H2O на самом деле [Be(H2O)4]SO4;Zn(BrO3)2.6H2O на самом деле [Zn(H2O)6](BrO3)2;CuSO4.5H2O на самом деле [Cu(H2O)4]SO4.H2O.
2) Гидроксокомплексы, то есть комплексные частицы, в которых в качестве лигандов присутствуют гидроксильные группы, которые до вхождения в состав комплексной частицы были гидроксид-ионами, например: [Zn(OH)4]2, [Cr(OH)6]3, [Pb(OH)3].
Гидроксокомплексы образуются из аквакомплексов, проявляющих свойства катионных кислот:
[Zn(H2O)4]2 + 4OH = [Zn(OH)4]2 + 4H2O
3) Аммиакаты, то есть комплексные частицы, в которых в качестве лигандов присутствуют группы NH3 (до образования комплексной частицы – молекулы аммиака), например: [Cu(NH3)4]2, [Ag(NH3)2], [Co(NH3)6]3.
Аммиакаты также могут быть получены из аквакомплексов, например:
[Cu(H2O)4]2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4]2 + 4 H2O
Окраска раствора в этом случае меняется с голубой до ультрамариновой.
4) Ацидокомплексы, то есть комплексные частицы, в которых в качестве лигандов присутствуют кислотные остатки как бескислородных, так и кислородсодержащих кислот (до образования комплексной частицы – анионы, например: Cl, Br, I, CN, S2, NO2, S2O32, CO32, C2O42 и т. п.).
Примеры образования ацидокомплексов:
Hg2 + 4I = [HgI4]2 AgBr + 2S2O32 = [Ag(S2O3)2]3 + Br
Последняя реакция используется в фотографии для удаления с фотоматериалов непрореагировавшего бромида серебра.(При проявлении фотопленки и фотобумаги незасвеченная часть бромида серебра, содержащегося в фотографической эмульсии, не восстанавливается проявителем. Для ее удаления   и используют эту реакцию ( процесс носит название «фиксирования», так как неудаленный бромид серебра в дальнейшем на свету постепенно разлагается, разрушая изображение)
5) Комплексы, в которых лигандами являются атомы водорода, делятся на две совершенно разные группы: гидридные комплексы и комплексы, входящие в состав ониевых соединений.
При образовании гидридных комплексов – [BH4], [AlH4], [GaH4] – центральный атом является акцептором электронов, а донором – гидридный ион. Степень окисления атомов водорода в этих комплексах равна –1.
В ониевых комплексах центральный атом является донором электронов, а акцептором – атом водорода в степени окисления +1. Примеры: H3O или [OH3] – ион оксония, NH4 или [NH4] – ион аммония. Кроме того существуют и замещенные производные таких ионов: [N(CH3)4] – ион тетраметиламмония, [As(C6H5)4] – ион тетрафениларсония, [OH(C2H5)2] – ион диэтилоксония и т. п.
6) Карбонильные комплексы – комплексы, в которых в качестве лигандов присутствуют группы CO (до образования комплекса – молекулы монооксида углерода), например: [Cr(CO)6], [Fe(CO)5], [Ni(CO)4] и др.
7) Анионгалогенатные комплексы – комплексы типа [I(I)2].
По типу лигандов выделяют и другие классы комплексных частиц. Кроме того существуют комплексные частицы с различными по типу лигандами; простейший пример – аква-гидроксокомплекс [Zn(H2O)3(OH)].
В кристаллических комплексных соединениях с заряженными комплексами связь между комплексом и внешнесферными ионами ионная, связи между остальными частицами внешней сферы – межмолекулярные (в том числе и водородные). В молекулярных комплексных соединениях связь между комплексами межмолекулярная.
В большинстве комплексных частиц между центральным атомом и лигандами связи ковалентные. Все они или их часть образованы по донорно-акцепторному механизму (как следствие – с изменением формальных зарядов). В наименее прочных комплексах (например, в аквакомплексах щелочных и щелочноземельных элементов, а также аммония) лиганды удерживаются электростатическим притяжением. Связь в комплексных частицах часто называют донорно-акцепторной или координационной связью.
Рассмотрим ее образование на примере аквакатиона железа(II). Этот ион образуется по реакции:
FeCl2кр + 6H2O = [Fe(H2O)6]2 + 2Cl
Электронная формула атома железа – 1s22s22p63s23p64s23d6. Составим схему валентных подуровней этого атома:

При образовании двухзарядного иона атом железа теряет два 4s-электрона:

Ион железа акцептирует шесть электронных пар атомов кислорода шести молекул воды на свободные валентные орбитали:

Образуется комплексный катион, химическое строение которого можно выразить одной из следующих формул:

Пространственное строение этой частицы выражается одной из пространственных формул:

Форма координационного полиэдра – октаэдр. Все связи Fe-O одинаковые. Предполагается sp3d2-гибридизация АО атома железа. Магнитные свойства комплекса указывают на наличие неспаренных электронов.
Если FeCl2 растворять в растворе, содержащем цианид-ионы, то протекает реакция
FeCl2кр + 6CN = [Fe(CN)6]4 + 2Cl .
Тот же комплекс получается и при добавлении к раствору FeCl2 раствора цианида калия KCN:
[Fe(H2O)6]2 + 6CN = [Fe(CN)6]4 + 6H2O .
Это говорит о том, что цианидный комплекс прочнее аквакомплекса. Кроме того магнитные свойства цианидного комплекса указывают на отсутствие неспаренных электронов у атома железа. Все это связано с несколько иным электронным строением этого комплекса:

Более » сильные» лиганды CN образуют более прочные связи с атомом железа, выигрыша в энергии хватает на то, чтобы » нарушить» правило Хунда и освободить 3d-орбитали для неподеленных пар лигандов. Пространственное строение цианидного комплекса такое же, как и аквакомплекса, но тип гибридизации другой – d2sp3.
» Сила» лиганда зависит прежде всего от электронной плотности облака неподеленной пары электронов, то есть, она увеличивается с уменьшением размера атома, с уменьшением главного квантового числа, зависит от типа гибридизации ЭО и от некоторых других факторов. Важнейшие лиганды можно выстроить в ряд по возрастанию их » силы» (своеобразный » ряд активности» лигандов), этот ряд называется спектрохимическим рядом лигандов:
I; Br ; :SCN , Cl , F, OH, H2O; :NCS, NH3; SO3S:2; :CN, CO
Для комплексов [Fe(H2O)6]3 и [Fe(CN)6]3 схемы образования выглядят следующим образом:

Для комплексов с КЧ = 4 возможны две структуры: тетраэдр (в случае sp3-гибридизации), например, [Zn(H2O)4]2, и плоский квадрат (в случае dsp2-гибридизации), например, [Cu(NH3)4]2.
Внешнесферная диссоциация комплексных солей происходит в водных растворах практически полностью, например: [Ag(NH3)2]Cl ↔ [Ag(NH3)2]+ + Cl-.
Эта диссоциация называется первичной. Обратимый распад внутренней сферы комплексного соединения называют вторичной диссоциацией. Например, ион диамминсеребра диссоциирует ступенчато по схеме:
[Ag(NH3)2]+ ⇄ [Ag(NH3)]+ + NH3 — первая ступень;
 ;
[Ag(NH3)]+ ⇄ Ag+ + NH3 — вторая ступень;
 .
Суммируя две стадии диссоциации, получаем в общем виде выражение для константы равновесия, называемой константой нестойкости комплексного иона:
[Ag(NH3)2]+ ⇄ Ag+ + 2NH3
  .
Величину, обратную константе нестойкости, называют общей константой устойчивости. Очевидно, чем большую устойчивость проявляет комплексный ион, тем меньше его константа неустойчивости и больше константа устойчивости.
Полная константа образования комплекса bn(обр) характеризует устойчивость комплексного соединения: чем больше значение bn(обр), тем более устойчив комплекс данного состава. Например, сравнивая константы образования катиона диамминсеребра(I) и дицианоаргентат(I)-иона:
(1) Ag+ + 2 NH3  [Ag(NH3)2]+; b 2(обр) = 2,5 . 106
(2) Ag+ + 2 CN-  [Ag(CN)2]-; b2(обр) = 1,2 . 1021
сделаем очевидный вывод о большей прочности второго комплекса – аниона [Ag(CN)2]- , поскольку, судя по большему значению константы образования, равновесие в реакции (2) сильнее сдвинуто вправо, чем в (1).
Индекс n у константы образования комплекса равен координационному числу центрального атома в том комплексном соединении, которое оценивается.
Нетрудно заметить, что величина bn(обр) связана со ступенчатыми константами образования Ki(обр) соотношением:
b n(обр) = K1(обр) ´ K2(обр) ´ K3(обр) ´ … ´ Kn(обр)
При необходимости учета конкурирующих реакций с участием комплексообразователя или лиганда равновесие в растворе комплексных соединений следует характеризовать условными константами устойчивости:

На процессы комплексообразования оказывают влияние природа комплексообразователя и лигандов, температура, ионная сила раствора, концентрация реагентов, а также побочные реакции, протекающие в растворе (протонирование лиганда при изменении рН, образование малорастворимых соединений и др.)
Устойчивость комплекса обратно пропорциональна его константе нестойкости, его исходной концентрации и кислотности раствора и прямо пропорциональна константе кислотности кислотно-основной пары, в которую входит лиганд.
Чем больше концентрация лиганда в растворе, тем меньше равновесная концентрация свободных ионов металла, то есть тем больше полнота его связывания. Если в растворе исходная концентрация комплекса Ск и избыточная концентрация лиганда СL, а равновесную концентрацию ионов металла [M] обозначим через х, то [MLn] = Ск — x ≈ Ск (x << Ск) и [L] = (СL+ nx) ≈ СL (x << СL). Тогда:

Раздел 2
13. Приведите уравнения  реакций идентификации железа сульфата (II). Укажите аналитические эффекты реакций, особенности их выполнения. К каким  аналитическим группам относятся катион и анион, входящие в состав соли? Укажите групповой реагент, аналитический эффект при действии группового реагента.
Ответ:
CuSO4 ↔ Cu2+ + SO42-
Катион Cu2+ относится к IV аналитической группе катионов.
Анион SO42- относится к I аналитической группе анионов.
Идентификация по катиону Cu2+:
1. Реакция с гидроксидом аммония (фармакопейная). Раствор NH4OH, прибавленный в небольшом количестве к раствору соли меди(II), осаждает основную соль, например (CuOH)2SO4, зеленоватого цвета:
2Cu2+ + SO42- + 2NH4OH → (CuOH)2SO4↓+ 2NH4+                                             
В избытке аммиака (рН > 9) образуется аммиачный комплекс меди интенсивно-синего цвета:
(CuOH)2SO4 + 8NH4OH  → 2[Cu(NH3)4]2+ + SO42- + 2OH- + 8H2O    
Аммиачный комплекс меди при подкислении разрушается вследствие связывания NH3 ионами Н+ с образованием более устойчивого комплекса NH4+. При этом синяя окраска раствора переходит в голубую (цвет Cu2+-иона):
[Cu(NH3)4]2+ + 4Н+ → Cu2+ + 4NH4+                             
Выполнение реакции. 4-5 капель раствора CuSO4 помещают в пробирку и осторожно по каплям добавляют 2 М раствор NH4OHпри перемешивании. Наблюдают образование зеленоватого осадка, который постепенно растворяется с образованием синего раствора.
3-4 капли полученного раствора аммиаката меди вносят в чистую пробирку и добавляют по каплям 2 М раствор HCl. Наблюдают переход синей окраски в голубую.
2. Реакция с гексацианоферратом(II) калия.  Гексацианоферрат(II) калия (ферроцианид калия) K4[Fe(CN6)] образует в нейтральной или слабокислой среде с ионами меди(II) красно-коричневый осадок гексацианоферрата(II) меди:
2Cu2+ + [Fe(CN6)]4- → Cu2[Fe(CN6)]↓ 
Осадок нерастворим в разбавленных кислотах, но растворяется в аммиаке с образованием комплексного иона[Cu(NH3)4]2+.
Выполнение реакции. 3-4 капли раствора соли меди(II) помещают в пробирку и добавляют 2-3 капли раствора K4[Fe(CN6)]. Наблюдают образование красно-коричневого осадка.
Действие группового реагента:
Cu2+ + S2- → CuS↓ осадок черного цвета
Идентификация по аниону SO42-:
Хлорид бария ВаСl2 (групповой реагент): при взаимодействии с растворами, содержащими SO42-, образует белый осадок BaSО4, практически нерастворимый в воде и в минеральных кислотах. Это наиболее характерная реакция для открытия сульфат-иона.
Ва2+ + SO42- BaSО4
Нитрат свинца РЬ(NО3)2: образует белый кристаллический осадок сульфата свинца малорастворимый в воде и минеральных кислотах, но растворимый при действии концентрированной H2SО4 за счет образования кислой соли Pb(HSО4)2. Сульфат свинца легко растворим в щелочах с образованием плюмбита:
Pb2+ + SO42- PbSО4
PbSО4 +OН- PbО2- + 2H2O
Нитрат стронция Sr(NО3)2: образует осадок белого цвета сульфата стронция, нерастворимый в разбавленных, но заметно растворимый, в концентрированныхминеральных кислотах. Растворимость осадка понижается в присутствии спирта:
Sr2+ + SO42-  SrSО4
Раздел 3(Схему разделения приводить только с учетом кислотно – основной классификации).
12. Приведите схему разделения смеси, содержащей катионы  меди, ртути (I), железа (III), бария.
Ответ:
Схема разделения:
Cu2+, Hg22+, Fe3+, Ba2+
+ HCl
Образуется осадокCu2+, Fe3+, Ba2+
белого цвета Hg2Cl2+ H2SO4

Образуется осадокCu2+, Fe3+
белого цвета ВаSO4+ NH4OH

Образуется осадок
зеленоватого цветаFe3+
(CuOH)2SO4↓ + К4[Fe(CN)6]

Образуется осаток
темно-синего цвета Fe4[Fe(CN)6]3↓
Раздел 4
12. Рассчитайте ионную силу раствора 5% раствора кислоты серной (ρ = 1,033 г/мл).
Решение:
Рассчитаем молярную концентрацию серной кислоты:
C(H2SO4) = W(H2SO4)∙ρ∙10/M(H2SO4) = 5∙1,033∙10/98 = 0,0527 моль/л
H2SO4 ↔ 2Н+ + SO42-
Рассчитаем концентрацию ионов в растворе:
С(Н+) = 2∙C(H2SO4) = 2∙0,0527 = 0,1054 моль/л
С(SO42-) = C(H2SO4) = 0,0527 моль/л
Рассчитаем ионную силу раствора:
Iс = 1/2(С(Н+)∙z2 + С(SO42-)∙z2) = 1/2(0,1054∙12 + 0,0527∙22) = 0,1581
Ответ: Iс = 0,1581.
Раздел 5
6. Приведите уравнения реакции гидролиза, рассчитайте  константу гидролиза, степень гидролиза и рН 0,1 моль/л раствора  меди хлорида.
Решение:
Уравнение реакции гидролиза:
I ступень: CuCl2 + H2O ↔ CuOHCl + HCl
Cu2+ + H2O ↔ CuOH+ + H+
II ступень: CuOHCl + H2O ↔ Cu(OH)2 + HCl
CuOH+ + H2O ↔ Cu(OH)2 + H+
Гидролиз протекает по первой ступени, поэтому:
Кг = Kw/Kb2(Cu(OH)2) = 10-14/3,4∙10-7 = 2,94∙10-8
[H+] = (Кг∙С(CuCl2))1/2 = (2,94∙10-8∙0,1)1/2 = 5,42∙10-5 моль/л
рН = -lg[H+] = -lg5,42∙10-5 = 4,27
h = [H+]∙100/С(CuCl2) = 5,42∙10-5∙100/0,1 = 0,0542 %
Ответ: Кг = 2,94∙10-8, рН = 4,27, h = 0,0542 %.
28. Рассчитайте рН формиатного буферного раствора, если смешали 100 мл 0,5 моль/л раствора муравьиной кислоты и  100 мл  раствора натрия фомиата с концентрацией 10% (ρ = 1 г/мл).
Решение:
Рассчитаем молярную концентрацию натрия формиата:
C(HCOONa) = W(HCOONa)∙ρ∙10/M(HCOONa) = 10∙1∙10/74 = 1,35 моль/л
Так как объемы одинаковы, то после их смешения концентрация компонентов будет иметь следующее значение:
С(НСООН) = 0,5/2 = 0,25 моль/л
C(HCOONa) = 1,35/2 = 0,675 моль/л
Рассчитаем рН буферного раствора:
рКа = 3,74
рН = рКа – lgС(НСООН)/C(HCOONa) = 3,74 – lg0,25/0,675 = 4,17
Ответ: рН = 4,17.
Раздел 6
2. Рассчитайте растворимость сульфида меди (моль/л и г/л), если его произведение растворимости 6,3*10-36.
Решение:
М(CuS) = 96 г/моль
S = (ПР(CuS))1/2 = (6,3∙10-36)1/2 = 2,51∙10-18 моль/л = 2,51∙10-18∙96 = 2,41∙10-16 г/л
Ответ: S = 2,51∙10-18 моль/л = 2,41∙10-16 г/л.
17. Какой осадок выпадет первым, если к  раствору, содержащему 0,2 моль натрия бромида и 0,1 моль калия иодида прибавить избыток раствора нитрата серебра?
Решение:
NaBr + AgNO3 = AgBr↓ + NaNO3
КI + AgNO3 = AgI↓ + КNO3
Пусть объем раствора составляет 1 л, тогда
[Br-] = С(NaBr) = 0,2 моль/л
[I-] = С(KI) = 0,1 моль/л
ПР(AgBr) = [Ag+]1∙[Br-] = 5,3∙10-13
ПР(AgI) = [Ag+]2∙[I-] = 8,3∙10-17
[Ag+]1 = ПР(AgBr)/[Br-] = 5,3∙10-13/0,2 = 2,65∙10-12 моль/л
[Ag+]2 = ПР(AgI)/[I-] = 8,3∙10-17/0,1 = 8,3∙10-16 моль/л
Так как [Ag+]2 < [Ag+]1, то первым начнет выпадать йодид серебра.
Раздел 7
14. Дописать уравнение окислительно – восстановительной реакции, расставить коэффициенты ионно-электронным методом, рассчитать константу реакции:
NaI+NaIO3+H2SO4= KMnO4+MnSO4+H2O=
Решение:
5NaI + NaIO3 + 3H2SO4 = 3I2 + 3Na2SO4 + 3H2O
2I- — 2 е → I025Е0восст. = 0,536 В
2IO3- + 6Н+ + 10 е → I02 + 3Н2О1Е0ок. = 1,19 В
∆Е0 = Е0ок. – Е0восст. = 1,19 – 0,536 = 0,654 В
lgК = n∙∆Е0/0,059 = 20∙0,654/0,059 = 221,7
К = 10221,7 = 5,012∙10221
2KMnO4 + 3MnSO4 + 2H2O = 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4
MnO4- + 4Н+ + 3 е → MnO2 + 2Н2О2Е0ок. = 1,692 В
Mn2+ + 2Н2О — 2 е → MnO2 + 4Н+3Е0восст. = 1,228 В
∆Е0 = Е0ок. – Е0восст. = 1,692 – 1,228 = 0,464 В
lgК = n∙∆Е0/0,059 = 6∙0,464/0,059 = 41,19
К = 10221,7 = 1,55∙1041

Рейтинг
( Пока оценок нет )
Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!:

один × 5 =

Этот сайт использует Akismet для борьбы со спамом. Узнайте как обрабатываются ваши данные комментариев.

Adblock detector