Общая химия. Избранные главы - Вольхин В.В.
ISBN 5-88151-282-0
Скачать (прямая ссылка):
Ag+(P^Cl-(P) =3=*= AgCl(K)5
114
В.В. Вольхин. Общая химия
Ag+(p)+ 2NH3(P) *=* Ag(NH3)2+(P).
Первая из реакций приводит к образованию осадка AgCI, а вторая - растворимого комплекса Ag(NH3)2+. Что же будет происходить в действительности? Для получения ответа необходимо провести расчеты.
Фактически идет конкуренция процессов образования осадка AgCl и комплексных ионов Ag(NH3)2+ за связывание свободных ионов Ag+. Составим уравнение реакции, включающее в себя оба эти вещества. Константа равновесия такой реакции и будет показывать, какое из этих веществ сильнее связывает ионы Ag+.
Просуммируем уравнения реакций:
AgCl(K) Ag+(p)+ СГ(р), OP(AgCl)= 1,810"10
Ag+(P)+ 2NH3(P) Ag(NH3)2+(p), ?2 {Ag(NH3)2+ }= 1,7-107
AgCl(K) + 2NH3(P) Ag(NH3)2+(p) + СГ(р), Кс = ПР(АЕС1) -?2 {Ag(NH3)2+ }.
Отсюда, концентрационная константа равновесия суммарной реакции
Ке = [AS(NH3)/HCr] = 10., 7., 07 ^ з J. 10-э
[NHJ2
Поскольку Кс < 1, равновесие реакции сдвинуто в сторону образования AgCl. Однако соотношение между AgCl и Ag(NH3J2+ будет определяться конкретными концентрациями NH3 и СГ" в растворе.
Пример 3.9. Определим растворимость AgCl в 0,50 M водном растворе NI-I3. Дадим оценку того, как присутствие NH3 в растворе влияет на растворимость AgCl по сравнению с его растворимостью в чистой воде. ПР (AgCl) = 1,8-10"10.
Решение. Будем исходить из составленного ранее уравнения суммарной реакции, в соответствии с которым определим концентрации реагентов и продуктов реакции.
AgCl(K) + 2NH3(P) =?====* Ag(NHj)2+(P) + Cl (р), Кс =3,1 ? 10"3. Концентрации (M):
исходные 0,50 0 0
изменение ~2х +х +х
равновесные 0,50-2х х х
Используем для расчета выражение константы равновесия
^ [Ag(NHj)2+]-[СГ] х-х , 21 10,э [NH3]2 "(0,50-2*)2 " '
Методику вычисления величины х можно упростить, если извлечь квадратные корни из левой и правой частей равенства.
= 3,1-10"3.
(0,50 -2х)2
В итоге получим:
Х -=(3,1-10-3)"2 =0,056. х = 0,025 М.
0,50
115
Эта величина характеризует растворимость AgCl в 0,50 M водном растворе NH3. В чистой воде растворимость AgCl составляет
X = (HP(AgCl))"2 = (1,8-10-10)"2= 1,3•10-5M
Растворимость AgCl возросла более чем в 1000 раз.
Ответ: растворимость AgCl в присутствии NH3 возрастает за счет комплексообразования. Растворимость AgCl в 0,50 MNH3 достигает 0,025 M
Пример 3.10. Определим, произойдет ли образование осадка AgCl при добавлении 0,10.моль NaCl к 1,0 л раствора 0,01 MAgNO3 и 1,00 MNH3. ПР.(AgCl) = 1,8-10"'°.
Решение. Для образования осадка AgCI необходимо, чтобы в исходном растворе произведение концентраций ионов [Ag+HCL"] могло быть не менее nP(AgCl). Поэтому вычислим значение
? = [Ag+]-[CR]
и сравним его со значением nP(AgCl).
Если в растворе большой избыток NH3, то серебро практически полностью переходит в ионную форму Ag(NH3)2+. Рассмотрим реакцию диссоциации этого комплексного иона.
Ag(NH3)^p) Ag+(P) +2NH3(P), l/?2.
Концентрации (M):
исходные 0,01 0 1,00
изменение -х +х +2х
равновесные 0,01-х х 1,00+2х
Составим выражение константы равновесия данной реакции и подставим в него равновесные концентрации веществ.
К _ [Ag+I-[NH3]2 _ х(1,00 + 2х)2 ^ 1 ^59 10_« [Ag(NH3)2+] (0,01-х) ?2 '
Учитывая низкое значение Кс, можно принять (1,00 + 2х) = 1,00 и (0,01 -х) = 0,01. Тогда
-^- = 5,9-10"8 и X = 5,9•10"10M или [Ag+] = 5,9•1040M. 0,01
Вычислим величину Q (произведение концентраций ионов Ag+ и СГ в растворе). Q = [Ag+][CP] = 5,9-10"10 • 0,10 = 5,9-10"". 6(AgCl) < ПР(А8С1).
Ответ: осадок AgCl в заданных условиях не образуется.
3.2. Буферные растворы
Буферные растворы отличаются способностью поддерживать pH на примерно постоянном уровне. В состав буферного раствора входит смесь слабой кислоты и ее соли или смесь слабого основания и его соли. Небольшие добавки кислоты или щелочи почти не изменяют pH буферных растворов, т.к. взаимодействуют с одним из компонентов буферной смеси.
116
В.В. Вольхин. Общая химия
Чистая вода не является буферным раствором. Если к 1 л H2O добавить 10 мл 1 M HCl, то pH понижается с 7 до 2. Буферный раствор при такой же добавке кислоты изменит pH примерно на 0,1 единицы. Хорошим буферным раствором является кровь. Ее pH поддерживается в интервале 7,0-7,9. В желудочном соке pH сохраняется в интервале от 1,6 до 1,8, отклонение от него вызывает заболевания.
Природу буферного раствора рассмотрим более подробно на примере смеси уксусной кислоты и ее соли. В водном растворе CH3COOH устанавливается равновесие:
CH3COOH(P) + Н20(Ж) Н30н(р) + CH3COO-(P).
кислота основание сопряженная сопряженное
кислота основание
Буферный раствор представляет собой смесь слабой кислоты CH3COOH и сопряженного основания СН3СОО~. Можно приготовить его, смешав растворы CH3COOH и NaCH3COO. Соль диссоциирует с образованием ионов Na' и CH3COO". Ионы Na+ не играют роли в установлении равновесия. Имеет значение только соотношение концентраций CH3COO" и CH3COOH.
Если к буферному раствору указанного состава добавить кислоту, например HCl, то концентрация ионов H3O+ вначале повысится. Но согласно принципу JIe Шателье равновесие реакции сдвинется влево, и концентрация H3O+ понизится почти до того уровня, который был в исходном буферном растворе.
