Приклади розв’язування задач. Приклад 1. Обчислити граничне розведення, межу виявлення, граничну концентрацію і показник чутливості
Лекции.Орг

Поиск:


Приклади розв’язування задач. Приклад 1. Обчислити граничне розведення, межу виявлення, граничну концентрацію і показник чутливості




Приклад 1. Обчислити граничне розведення, межу виявлення, граничну концентрацію і показник чутливості, якщо 0,005мкг речовини калій катіона можна виявити у розчині об’ємом 0,05см3.

Дано:

mmin+) = 0,005 мкг

Vmin+(р)) = 0,05 см3

Vгран+(р)) – ?

Сгран+) – ?

Сmin1(К+) – ?

pD – ?

Розв’язування

1. Визначення граничного розведення.

Vгран+(p)) = [Vmin+(p))·106]:mmin+) = (0,05см3·106мкг/г):0,005мкг = =1·107см3/г

2. Визначення граничної концентрації.

Сгран+) = 1:Vгран+(p)) = 1г:1·107см3 = 1:1·107 г/см3

3. Визначення межі виявлення.

Сmin1(К+) = 1г:1·107см3 = 1·10–7 г/см3

4. Визначення показника чутливості.

pD = –lgCmin1(К+) = –lg1·10–7 = 7.

Приклад 2. Визначити масу речовини BaCl2·2H2O, що викристалізується при охолодженні насиченого при 100°С розчину барій хлориду масою 794г до 10°С, якщо коефіцієнти розчинності його дорівнюють 0,588 при 100°С і 0,357 при 10°С.

Дано:

m(BaCl2(p)) = 794г М(BaCl2 ) = 208г/моль

= 0,558 M(BaCl2·2H2O) = 244г/моль

= 0,357

m(BaCl2·2Н2О) – ?

Розв’язування

1. Визначення маси речовини BaCl2, що міститься в насиченому при 100°С розчині.

m(BaCl2) = = 294г

2. Визначення маси води у розчині, насиченому при 100°С.

m(H2O) = 794г–294г = 500г

3. Визначення маси речовини BaCl2·2H2O, що викристалізується при 10°С. Позначимо масу ВаСl2·2H2O, яка викристалізується при 10°С, за x, тобто:

m(BaCl2·2Н2О) = x г.

Тоді маса води, що міститься в x г BaCl2·2Н2О, дорівнює: m(H2O) = 36x:244 = 0,1475·х г, а в розчині залишиться (500–0,1475·х)г води.

Маса BaCl2, яка міститься в х г BaCl2·2H2O, дорівнює: m(BaCl2) = 208х:244 = 0,8525х г, а у розчині залишиться (294–0,8525)г барій хлориду.

Таким чином, є рівність:

У 100г води розчиняється 35,7г BaCl2,

у (500–0,1475х)г води – (294 – 0,8525х)г BaCl2.

Тоді (294–0,8525х) = ;

100·(294–0,8525х) = 35,7·(500–0,1475х);

х=144,4; m(BaCl2·2H2O) = 144,4г.

Приклад 3. У воді масою 1кг розчинено калій гідроксид масою 560г. Знайти молярні частки речовин калій гідроксиду і води у розчині.

Дано:

m(H2O) = 1кг М(Н2О) = 18г/моль

m(KOH) = 560г M(KOH) = 56г/моль

χ(KOH) – ?

χ(H2O) – ?

Розв’язування

1. Визначення кількості речовини калій гідроксиду в розчині.

n(KOH) = = = 10моль

2. Визначення кількості речовини води в розчині.

n(H2O) = = = 55,5 моль.

3. Визначення молярної частки речовини калій гідроксиду в розчині.

χ(KOH) = = = 0,1530, або 15,30%

4.Визначення молярної частки води в розчині.

χ(H2O) = = 0,8470 або 84,70%.

Приклад 4. Є розчин фосфатної кислоти з масовою часткою речовини H3PO4 38,17%. Густина розчину становить 1,24г/см3. Розрахувати молярну масу еквівалента речовини H3PO4 у розчині, якщо молярна концентрація еквівалента речовини H3PO4 у розчині 9,6580 моль/дм3.

Дано:

w(%)(H3PO4) = 38,17

ρ(H3PO4(p)) = 1,24г/см3

c(fекв(H3PO4)H3PO4) = 9,6580 моль/дм3

M(fекв(H3PO4)H3PO4) – ?

Розв’язування

1. Визначення молярної маси еквівалента речовини H3PO4.

c(fекв(H3PO4) H3PO4) =

M(fекв(H3PO4) H3PO4) = =

= = 49 г/моль

Отже, M(fекв(H3PO4)H3PO4) = 49г/моль; М(H3PO4) = 98г/моль

Відомо, що M(fекв(X)X) = fекв(XМ(X), тоді M(fекв(H3PO4)H3PO4) = = fекв(H3PO4М(H3PO4)

fекв(H3PO4) = M(fекв(H3PO4)H3PO4)/М(H3PO4)

fекв(H3PO4) = 49г/моль: 98г/моль = ½

Отже, fекв(H3PO4) = ½. Тоді М(½H3PO4) = 49г/моль.

Приклад 5. У воді масою 60г розчинили сульфатну кислоту масою 40г. Використовуючи ці дані, виразити склад розчину і концентрацію H2SO4 всіма відомими способами.

1. Масова частка (%) розчиненої речовини в розчині.

Дано:

m(H2O) = 60г

m(H2SO4) = 40г

w(%)(H2SO4) – ?

w(%)(H2SO4) = m(H2SO4):[m(H2SO4)+m(H2O)]·100 =

= 40г:(40г+60г)·100 = 40,00%.

2. Мольна частка (%) розчиненої речовини в розчині.

Дано:

m(H2O) = 60г M(H2SO4) = 98,08г/моль

m(H2SO4) = 40г M(H2O) = 18,02г/моль

χ(%)(H2SO4) – ?

χ(%)(H2SO4) = n(H2SO4):[n(H2SO4)+n(H2O)·100 =

= (40г:98,08г/моль):[40г:98,08г/моль+60г:18,02г/моль]·100 =

= 0,408моль:(0,408моль+3,330моль)·100 = 10,91%.

3. Моляльність розчину (відношення числа молів розчиненої речовини, що припадає на 1кг розчинника).

Дано:

m(H2O) = 60г

m(H2SO4) = 40г

b(H2SO4/H2O) – ?

b(H2SO4/H2O) = n(H2SO4):m(H2O) = [m(H2SO4):M(H2SO4)]:m(H2O) =

= (40г:98,08г/моль):0,06кг = 6,797моль/кг.

4. Сольватне число розчиненої речовини в розчині.

Дано:

m(H2O) = 60г

m(H2SO4) = 40г

h(H2SO4) – ?

h(H2SO4)=n(H2O):n(H2SO4)=

= (1000г:18,02г/моль):(40г/60г·1000г:98,08г/моль)=

= 55,50моль:6,797моль = 8,16.

5. Молярна концентрація розчиненої речовини в розчині.

Дано: m(H2O) = 60г m(H2SO4) = 40г w(%)(H2SO4) = 40,00 З довідника: густина розчину ρ сульфатної кислоти з масовою часткою речовини 40% становить 1,303г/см3

c(H2SO4) – ?

c(H2SO4) = 10·w(%)(H2SO4)·ρ(H2SO4(p))/M(H2SO4) =

= 10·40,00%·1,303г/см3/98,08г/моль = 5,3140моль/дм3.

6. Молярна концентрація еквівалента речовини H2SO4 у розчині за умови, що цей розчин буде використано для реакції сульфатної кислоти, у якій фактор еквівалентності дорівнює ½.

Дано: w(%)(H2SO4) = 40,00

m(H2O) = 60г ρ(H2SO4(p)) = 1,303г/см3

m(H2SO4) = 40г M(H2SO4) = 98,08г/моль

с(½H2SO4) – ? M(½H2SO4) = 49,04г/моль

с(½H2SO4) = 10·w(%)(H2SO4ρ(H2SO4(p))/M(½H2SO4) =

= 10·40,00%·1,303г/см3/49,04г/моль = 10,6281моль/дм3.

Приклад 6. До 20см3 розчину аргентум нітрату, с(AgNO3)=0,40моль/дм3, додали 40см3 розчину калій ціаніду, с(KCN)=0,50моль/дм3. Обчислити рівноважну молярну концентрацію речовини аргентум-іонів у суміші, якщо константа нестійкості аніона [Ag(CN)2] становить 1,0·10–21.

Дано:

V(AgNO3) = 20см3

с(AgNO3) = 0,40моль/дм3

V(KCN) = 40см3

с(KCN) = 0,50моль/дм3

Kн[Ag(CN)2] = 1,0·10–21

[Ag+] – ?

Розв’язування

Визначаються молярні концентрації кожної речовини після змішування розчинів.

Загальний об’єм суміші після змішування становить 60см3.

с(AgNO3) = (0,40·20)/60 = 0,13моль/дм3 ; с(Ag+) = 0,13моль/дм3.

с(KCN) = (0,50·40)/60 = 0,33моль/дм3 ; с(CN) = 0,33моль/дм3.

Молярна концентрація речовини калій ціаніду по відношенню до молярної концентрації аргентум нітрату є в надлишку, тому у розчині може відбуватися процес комплексоутворення:

Ag+ + 2CN D [Ag(CN)2].

Цей процес зворотний, який кількісно можна охарактеризувати константою нестійкості комплексного йона.

Визначаємо рівноважну концентрацію Ag+ у суміші.

[Ag(CN)2] D Ag+ + 2CN

  1моль 1моль 2моль
срівн. х моль 2х моль
       

Kн[Ag(CN)2] =

[Ag+] = х моль;

[CN]=с(CN)–2(с(Ag+)–х);

[CN] = 0,33–2·(0,13–х) = 0,33–2–0,13 = 0,07моль/дм3;

[Ag(CN)2] = с(Ag+)–х = (0,13–х)моль/дм3.

Оскільки х – мала величина у порівнянні з молярною концентрацією Ag+, то значенням х можна знехтувати.

1,0·10–21 = ; х= 2,65·10–20.

Рівноважна концентрація аргентум-іонів у розчині

[Ag+]=2,65·10–20моль/дм3.

Приклад 7. Молярна концентрація речовини Н+-іонів у розчині ацетатної кислоти (с(СН3ООН)=0,1моль/дм3) становить 1,3·10–3 моль/дм3.Обчислити константу і ступінь дисоціації кислоти.

Дано:

с(СН3СООН) = 0,1моль/дм3

[H+] = 1,3·10–3моль/дм3

Kд(CH3COOH) – ?

α – ?

Розв’язування

CH3COOH D H+ + CH3COO

У стані рівноваги [H+] = [CH3COO]= с·α; a[CH3COOH] = сс·α

Kд(CH3COOH) = = =1,71·10–5

Kд(CH3COOH) = α2·с(CH3COOH); α= = = 0,0171 (1,71%).

Приклад 8. Розрахувати активність натрій-іонів і сульфат-іонів у розчині, в 1дм3 якого міститься 0,005 натрій сульфату і 0,02моль ацетатної кислоти.

Дано:

с(Na2SO4) = 0,005моль/дм3

с(СH3COOH) = 0,02моль/дм3

а(Na+) – ?

a( ) – ?

Розв’язування

Визначаються молярні концентрації Na+ і у розчині.

Na2SO4 " 2Na+ +

  1моль 2моль 1моль
срівн. (0,005·2) моль 0,005 моль
       

[Na+] = 0,01моль/дм3; [ ] = 0,005моль/дм3.

Дисоціацією молекул ацетатної кислоти нехтують, оскільки ацетатна кислота – слабкий електроліт і участь її у створенні йонної сили не суттєва.

Розраховують йонну силу розчину.

μ = 3с(Na2SO4) = 3·0,005 = 0,015моль/дм3.

Коефіцієнт активності йонів Na+ за цієї йонної сили f(Na+)=0,89, a йонів f( ) = 0,63 (з довідника).

Далі розраховують активності йонів Na+ і у розчині.

а(Na+) = [Na+f(Na+) = 0,01· 0,89 = 8,9·10–3моль/дм3;

а( ) = [ f( ) = 0,005·0,63 = 3,15·10–3моль/дм3.

Приклад 9. Розрахувати ступінь дисоціації і pH у розчині ацетатної кислоти (с(СН3СООН) = 0,2моль/дм3) з урахуванням коефіцієнтів активності.

Дано:

с(СН3СООН) = 0,2моль/дм3 Kд(СH3COOH) = 1,74·10–5. (μ=0)

α – ?; рН - ?

Розв’язування

Визначають наближену молярну концентрацію йонів Н+ у розчині.

СН3СООН D Н+ + СН3СОО

  1моль 1моль 1моль
срівн. (с–сα)моль (сα)моль (сα)моль
       

[H+] = [СН3СОО]

Оскільки ступінь дисоціації – мала величина, то допускають, що рівноважна концентрація СН3СООН дорівнює початковій молярній концентрації ацетатної кислоти, тобто [СН3СООH] = с(СН3СООН).

[H+] = = = 1,87·10–3

[H+] = 1,87·10–3моль/дм3.

Далі визначають йонну силу розчину.

Оцтова кислота – бінарний електроліт, тому

[H+] = [СН3СОО] = 1,87·10–3 моль/дм3 і μ=1,87·10–3.

За рівнянням Девіса визначають точне значення константи дисоціації СН3СООН.

Δz2 = Σnz2 продуктів реакції – Σmz2 вихідних речовин = 1+1–0=2

Kд(СH3COOH) = 1,92·10–5.

Визначають молярну концентрацію йонів H+ з урахуванням активності.

[H+]а= = 1,96·10–3.

[H+]а = 1,96·10–3 моль/дм3.

Далі визначають раН розчину і ступінь дисоціації CH3COOH.

раH = –lg[H+]a = –lg1,96·10–3 = 2,71

α = = = 9,8·10–3 або 0,98%

раН = 2,71

α = 0,98%

Приклад 10. Як зміниться pH і ступінь дисоціації амоній гідроксиду у розчині з с(NH3·H2O)=1,0моль/дм3 після додавання до розчину речовини амоній хлориду в такій кількості, щоб молярна концентрація речовини амоній хлориду в розчині стала 0,2моль/дм3?

Дано:

с(NH3·H2O) = 1,0моль/дм3 Kд(NH3·H2O) = 1,76·10–5

с(NH4Cl) = 0,2моль/дм3

pH1 – ? α1 – ?

pH2 – ? α2 – ?

Розв’язування

Визначення молярної концентрації гідроксид-іонів у розчині NH3·H2O до додавання солі:

[OH] = = 4,20·10–3моль/дм3.

Визначення ступеня дисоціації амоній-гідроксиду:

α = (4,20·10–3/1,0)·100 = 0,42%

Визначення pOH розчину:

pOH = –lg4,20·10–3 = 2,38

Визначення pH розчину:

pH = 14–pOH = 14–2,38 = 11,62

Визначення молярної концентрації гідроксид-іонів у розчині після додавання солі NH4Cl:

[OH] = 1,76·10–5·1,0/0,2 = 8,8·10–5моль/дм3

Визначення ступеня дисоціації амоній гідроксиду після додавання солі NH4Cl:

α = (8,8·10–5/1,0)·100 = 0,009%

Визначення pOH розчину після додавання солі NH4Cl:

pOH = –lg8,8·10–5 = 4,06

Визначення pH розчину після додавання солі NH4Cl:

pH = 14–pOH = 14–4,06 = 9,94

Після додавання до 1,0М розчину амоній гідроксиду амоній хлориду pH зміниться з 11,62 до 9,94, а ступінь дисоціації зменшиться з 0,42% до 0,009%.

Приклад 11. Розрахувати, як зміниться pH, якщо до 400см3 буферного розчину з молярними концентраціями амоній гідроксиду 0,2моль/дм3 і амоній хлориду 0,3моль/дм3 додати 100см3 розчину NaOH з молярною концентрацією натрій гідроксиду 0,05моль/дм3.

Дано:

V(NH3·H2O+NH4Cl) = 4003 Kд(NH3·H2O) = 1,76·10–5

с(NH3·H2O) = 0,2моль/дм3

с(NH4Cl) = 0,3моль/дм3

V(NaOH) = 100см3

с(NaOH) = 0,05моль/дм3

ΔpH – ?

Розв’язування

Допускають, що [NH3·H2O] ≈ с(NH3·H2O) = 0,2моль/дм3; [NH4Cl] ≈ с(NH4Cl) = 0,3моль/дм3.

Визначають молярну концентрацію гідроксид-іонів у буферному розчині:

[OH] = Kд(NH3·H2O)· = 1,76·10–5· = 1,7·10–5моль/дм3

Визначають pOH і pH буферної системи:

pOH = –lg[OH] = 1,7·10–5 = 4,93; pH = 14–pOH = 14–4,93 = 9,07.

Додавання розчину натрій гідроксиду викликає перетворення частини амоній-іонів в амоніак.

Визначають молярні концентрації амоніаку і амоній хлориду у розчині після додавання натрій гідроксиду:

с(NH3·H2O) = = 0,17моль/дм3

с(NH4Cl) = = 0,23моль/дм3

Визначають молярну концентрацію гідроксид-іонів у буферному розчині після додавання розчину натрій гідроксиду:

[OH] = Kд(NH3·H2O)· = 1,76·10–5· = 1,3·10–5моль/дм3

Визначають pOH і pH буферної системи після додавання розчину лугу:

pOH = –lg[OH] = –lg1,3·10–5 = 4,87;

pH = 14–pOH = 14–4,87 = 9,13.

При додаванні лугу ∆pH = 9,13–9,07 = 0,06.

Тобто, при додаванні до буферних систем невеликих кількостей сильних основ або сильних кислот pH буферної системи змінюється в дуже незначній мірі.

Приклад 12. Обчислити, у скільки разів розчинність (моль/дм3) барій сульфату в насиченому водному розчині більша, ніж у водному розчині натрій сульфату з концентрацією Na2SO4 0,05моль/дм3

Дано:

BaSO4, с(Na2SO4)=0,05моль/дм3 ДР(BaSO4) = 1,1·10–10

– ?

Розв’язування

У насиченому водному розчині встановлюється рівновага:

BaSO4 D Ba2+ +

    1моль 1моль
срівн.   х моль х моль
       

ДР(BaSO4) = [Ba2+]·[ ]; 1,1·10–10 = x2; x=1,05·10–5.

[Ba2+] = с(BaSO4). Отже, с(BaSO4, H2O) = 1,05·10–5моль/дм3.

Далі визначається молярна концентрація -іонів у розчині натрій сульфату з с(Na2SO4)=0,05моль/дм3:

Na2SO4 " 2Na+ +

  1моль 2моль 1моль
срівн.     0,05 моль
       

Отже, с( ) = 0,05моль/дм3.

Визначається розчинність барій сульфату у розчині натрій сульфату з с(Na2SO4)=0,05моль/дм3:

BaSO4 D Ba2+ +

    1моль 1моль
срівн.   х моль +0,05) моль
       

ДР(BaSO4) = [Ba2+]·[ ]; 1,1·10–10 = х·(х+0,05)

Оскільки величина х у загальній рівноважній молярній концентрації сульфат-іонів у порівнянні з 0,05моль мала, то нею можна знехтувати і вважати, що рівноважна молярна концентрація сульфат-іонів дорівнює 0,05моль/дм3. Тоді:

1,1·10–10 = х·0,05; х = 2,2·10–9.

Отже, с(BaSO4, Na2SO4) = 2,2·10–9моль/дм3

Далі визначається , у скільки разів молярна концентрація барій сульфату у насиченому водному розчині більша, ніж у водному розчині натрій сульфату з с(Na2SO4)=0,05 моль/дм3.

= = 4772

Відповідь: у 4772 рази розчинність барій сульфату у воді більша, ніж у водному розчині Na2SO4 з с(Na2SO4) = 0,05моль/дм3.

Приклад 13. Обчислити розчинність аргентум сульфіду у розчині хлоридної кислоти (с(НСl)=0,1моль/дм3), насиченому гідроген сульфідом (с(H2S)=0,1моль/дм3).

Дано:

Ag2S ДР(Ag2S) =6,3 · 10–50;

с(HCl) = 0,1моль/дм3 (H2S) = 1,0·10–7;

с(H2S) = 0,1моль/дм3 (H2S) = 2,5·10–13.

S(Ag2S) – ?

Розв’язування

Визначають молярну концентрацію Н+-іонів у розчині хлоридної кислоти:

[H+] = с(HCl) = 0,1моль/дм3.

Визначають частку речовини вільних сульфід-іонів у розчині. Процес розчинення Ag2S в HCl можна представити таким рівнянням:

Ag2S(т) D 2Ag+ + S2–

S2– + 2H+ D H2S

Або Ag2S(т) + 2Н+ D 2Ag+ + H2S

с(S2–) = [H2S] + [HS] + [S2–]

= = 2,5∙10–18

[S2–] = с(H2S)∙α2 = 0,1∙2,5∙10–18 = 2,5∙10–19моль/дм3

Розраховують розчинність аргентум сульфіду.

Якщо S – розчинність Ag2S, то [Ag+]=2S

Тоді (2S)2∙0,1 = ДР(Ag2S)/α2 = 6,3∙10–50/2,5∙10–19 = 2,52∙10–31

S = = = 2,51∙10–16

S(Ag2S) = 2,51∙10–16моль/дм3.

Приклад 14. Обчисліть pH у водному розчині натрій ацетату з молярною концентрацією CH3COONa 0,01моль/дм3 за температури 25oС.

Дано:

с(СН3COONa) = 0,01моль/дм3 Константа дисоціації оцтової

кислоти –

t° = 25°С Kд(CH3COOH) =1,74∙10–5

pH – ? Йонний добуток води за вказаної

температури Kw=1∙1014

Розв’язування

Натрій ацетат гідролізується за аніоном.

CH3COO + HOH D CH3COOH + OH

Визначають константу гідролізу ацетат-іона:

Kг(CH3COO) = = = 5,7 ∙ 10–10

Визначають молярну концентрацію Н+-іонів у розчині:

[H+] = = = 4,2 ∙ 10–9 моль/дм3

Визначають pH розчину:

pH = –lg[H+] = –lg4,2∙10–9 = 8,38.

Приклад 15. Яка маса калій ціаніду розчинена у 10см3 водного розчину його, якщо pH розчину становить 11,10?

Дано:

V(KCN) = 10см3 Kд(HCN) = 6,2∙10–10

pH = 11,10

m(KCN) – ?

Розв’язування

Калій ціанід гідролізується за аніоном.

CN + HOH D HCN + OH

Визначають молярну концентрацію калій ціаніду в розчині.

pH = 7–½lg Kд(HCN)+½lgс(KCN);

½lgс(KCN) = pH–(7–½lgKд(HCN)) = pH–7+½lgKд(HCN);

lgс(KCN) = 2(pH–7+½lgKд(HCN));

lgс(KCN) = 2[11,10–7+½(–9,19)] = 2∙(–0,495) = –0,99

с(KCN) = 0,1026моль/дм3

Далі визначають масу речовини калій ціаніду, що міститься в 10 см3 цього розчину.

m(KCN) = [M(KCN)∙с(KCN)∙V(KCN)]/1000;

m(KCN) = 65,12г/моль∙0,1026моль/дм3∙0,010дм3/1000 = 0,0668г

m(KCN) = 0,0668г.

Приклад 16. Обчислити константу і ступінь дисоціації форміатної кислоти у водному розчині амоній форміату з молярною концентрацією HCOONH4 0,1моль/дм3, який має pH 6,50.

Дано:

с(HCOONH4) = 0,1моль/дм3

pH = 6,50

Kд(HCOOH) – ?

α – ?

Розв’язування.

Амоній форміат гідролізується і за катіоном, і за аніоном.

HCOO + + HOH D HCOOH + NH3∙H2O

Визначають константу дисоціації форміатної кислоти:

pH = ½pKw + ½pK(HCOOH) – ½pK(NH3∙H2O);

½pK(HCOOH) = pH–½pKw + ½pK(NH3∙H2O);

pK(HCOOH) = 2∙(pH–½pKw + ½pK(NH3∙H2O) = 2∙(6,50–7+2,38) = –3,76

Kд(HCOOH) = 1,74∙10–4

Визначають ступінь дисоціації форміатної кислоти:

= =0,0417 або 4,17%.

Приклад 17. Визначити напрям окисно-відновної реакції 2Fe3++Sn2+=2Fe2++Sn4+, якщо концентрації компонентів дорівнюють: с(Fe3+)=с(Sn2+)=0,001моль/дм3, с(Fe2+)=с(Sn4+)=0,1моль/дм3.

Розв’язування

За рівнянням Нернста редокс-потенциал системи визначається:

;

= +0,771B (табличне значення).

;

;

= + 0,15B (табличне значення).

0,15B ;

Редокс-пара з більшим окисно-відновним потенціалом є окисником по відношенню до редокс-пари з меншим окисно-відновним потенціалом.

Отже, в даній окисно-відновній реакції окисником є Fe3+, а відновником Sn2+. Реакція буде проходити в бік утворення Sn4+ і Fe2+.

Електрорушійна сила = ЕoxEred = 0,653–0,21 = 0,443B > 0.

Приклад 18. До розчину CuSO4 з молярною концентрацією купрум сульфату 0,2моль/дм3 додали рівний об’єм розчину амоніаку з c(NH3)=2,0моль/дм3.

Обчислити молярну концентрацію Сu2+ в отриманому розчині, якщо вважати, що у розчині утворюється комплексний катіон [Cu(NH3)4]2+.

Дано:

c(CuSO4) = 0,2моль/дм3 Константа нестійкості комплексного

йона

V(CuSO4(p)) = V(NH3(p)) Kн[Cu(NH3)4]2+ = 9,33·10–13.

c(NH3) = 2моль/дм3

[Cu2+] – ?

Розв’язування.

Визначають вихідні молярні концентрації кожної речовини після змішування розчинів.

с(CuSO4)=0,1моль/дм3; с(NH3)=1моль/дм3.

Визначають молярну концентрацію Cu2+-іона у розчині після додавання розчину амоніаку.

При додаванні розчину амоніаку концентрація Cu2+-іонів зменшується внаслідок реакції комплексоутворення:

Cu2+ + 4NH3 D [Cu(NH3)4]2+

1моль 4моль

Утворений комплексний йон [Cu(NH3)4]2+ дисоціює як слабкий електроліт:

[Cu(NH3)4]2+ D Cu2+ + 4NH3

  1моль 4моль
срівн. (0,1–х) моль х моль (0,6–4х) моль
       

Оскільки рівноважна молярна концентрація речовини [Сu(NH3)4]2+-іона дорівнює (0,1–x) моль/дм3, то молярна концентрація речовини амоніаку при утворенні цього комплексу зменшилась на 4(0,1–x)моль/дм3. Тоді рівноважна молярна концентрація амоніаку дорівнює [1–4·(0,1–x)] моль/дм3.

Kн[Cu(NH3)4]2+= ; 9,33·10–13 =

Значення x – мала величина у порівнянні з 0,1 і 0,6, тому значенням x у знаменнику і (4x)4 у чисельнику можна знехтувати. Тоді матимемо:

9,33 · 10–13 = ; x = 7,2·10–14.

Отже, [Cu2+] у розчині комплексної сполуки [Cu(NH3)4]SO4 становить 7,2 ·10–14моль/дм3, що свідчить про високу стійкість комплексного катіона.





Дата добавления: 2015-01-29; просмотров: 2023 | Нарушение авторских прав | Изречения для студентов


Читайте также:

Рекомендуемый контект:


Поиск на сайте:



© 2015-2020 lektsii.org - Контакты - Последнее добавление

Ген: 0.075 с.