Равновесие осадок-раствор. ПР

1. Произведение растворимости AgBr равно 4,0×10^-13. Вычислить концентрацию ионов Ag⁺ в насыщенном растворе AgBr.

2. Произведение растворимости PbCO₃ равно 1,5×10^-13 . Вычислить массу ионов Pb²⁺, содержащихся в 1 л насыщенного раствора PbCO₃, выразив ее в миллиграммах.

3. Произведение растворимости PbJ₂ равно 8,7×10^-9. Вычислить концентрацию ионов Pb²⁺ и J^- в насыщенном растворе PbJ₂.

4. Для растворения 1,16 г PbJ₂ потребовалось 2 л воды. Найти ПР PbJ₂.

5. Исходя из произведения растворимости СаСО₃ найти массу СаСО₃, содержащуюся в 100 мл его насыщенного раствора.

6. Растворимость ВаСО₃ равна 8,9×10^-5 моль/л. Вычислить ПР ВаСО₃.

7. Растворимость Ag₂SO₄ равна 2,68×10^-2 моль/л. Вычислить ПР.

8. Растворимость Ва(JO₃)₂ равна 2,8×10^-4 моль/л. Вычислить ПР.

9. Один грамм PbJ₂ может быть растворен в 1730 мл воды. Вычислить ПР.

10.В 500 мл насыщенного раствора PbF₂ содержится 245 мг растворенного вещества. Вычислить ПР.

11.Произведение растворимости Ag₂Cr₂O₇ равно 2,0×10^-7. Выпадет ли осадок при смешивании равных объемов 0,01 М растворов AgNO₃ и К₂Cr₂O₇ ?

12. Образуется ли осадок сульфата серебра, если к 0,02 М раствору AgNO₃ добавить равный объем 1М раствора H₂SO₄ ? ПР(Ag₂SO₄) = 2×10^-5.

13.К 50 мл 0,001 М раствора НС1 добавили 450 мл 0,0001 М- раствора AgNO₃. Выпадет ли осадок хлорида серебра? ПР(AgCl)=1,8×10^-10.

14.Образуется ли осадок хлорида свинца, если к 0,1 Н раствору Pb(NO₃)₂ добавить равный объем 0,4 Н раствора NaC1?

ПР(PbCl₂ )=2×10^-5.

Влияние посторонних веществ на растворимость

1. Произведение растворимости СаСО₃ равно 4,8×10^-9. Вычислить концентрацию Са²⁺ в 0,01 М растворе Na₂CO₃, находящемся над осадком СаСО₃.

2. Произведение растворимости Cu(JO₃)₂ равно 1,4×10^-7. Сравнить концентрацию ионов JO₃^- в насыщенном растворе Cu(JO₃)₂, не содержащем других электролитов и содержащем CuSO₄ в концентрации 0,05 моль/л.

3. Произведение растворимости PbJ₂ равно 8,7×10^-9. Вычислить в миллиграммах, сколько J^- перейдет в раствор при промывании осадка PbJ₂ 500 мл 0,02 М раствором KJ ?

4. Произведение растворимости MgCO₃ равно 1,0×10^-5. Вычислить в граммах на литр концентрацию ионов СО₃^2- в растворе над осадком MgCO₃, содержащем MgCl₂ в концентрации 0,01 моль/л.

5. Произведение растворимости CaSO₄ равно 1,0×10^-5. Сравнивать растворимость СаSO₄ в чистой воде и в 0,2 М растворе Н₂SO₄.

6. Произведение растворимости Mg(OH)₂ равно 3,4×10^-11. найти растворимость Mg(OH)₂ в чистой воде и в 0,001 М растворе КОН.

7. Произведение растворимости PbС1₂ равно 1,6×10^-5. Вычислить в граммах на литр концентрацию ионов С1^- в растворе над осадком PbС1₂, содержащем Pb(NO₃)₂ в концентрации 0,02 моль/л.

8. Вычислить в миллиграммах, сколько ионов С₂О₄^2- перейдет в раствор при промывании осадка СаС₂О₄ 100 мл 0,01 М раствором Na₂C₂O₄, если ПР(СаС₂О₄)=2,6×10^-9.

9. Во сколько раз уменьшится концентрация ионов серебра в насыщенном растворе AgCl, если прибавить к нему столько соляной кислоты, чтобы концентрация ионов С1^- в растворе стала равной 0,03 моль/л ?

10.Во сколько раз изменится концентрация ионов бария Ва²⁺ в насыщенном растворе ВаCrO₄, если прибавить к нему столько хромовой кислоты, чтобы концентрация ионов CrO₄^2- в растворе стала равной 0,015 моль/л.

11.Вычислить в миллиграммах, сколько ионов Sr²⁺ перейдет в раствор при промывании осадка SrCrO₄ 200 мл 0,02 Н раствора К₂CrO₄, если Пр(SrCrO₄) = 3,5×10^-5.

12.Произведение растворимости CdСO₃ равно 5,2×10^-12. Вычислить в граммах на литр концентрацию ионов СО₃^2- в растворе над осадком CdСО₃, содержащем Cd(NO₃)₂ в концентрации 0,02 моль/л.

13.К 0,01 Н раствору Н₂SO₄ медленно добавляют раствор, содержащий 0,01 моль/л СаС1₂ и 0,01 моль/л SrC1₂. Какой осадок начнет выпадать раньше- SrSO₄ или СаSO₄ ?

14.Вычислить растворимость СаF₂ в воде и в 0,05 Н растворе СаС1₂. Во сколько раз растворилось во втором случае меньше, чем в первом?

15.Во сколько раз растворилось AgC1 в 0,001 Н растворе NaCl меньше, чем в воде ? ПР(AgC1) = 1,8×10^-10.

Комплексные соединения

Ионы некоторых элементов обладают способностью присоединять к себе полярные молекулы или другие ионы, образуя сложные комплексные ионы. Соединения, в которые входят комплексные ионы, способные существовать как в кристаллическом виде, так и в растворе, называются комплексными соединениями.

В молекуле комплексного соединения различают следующие структурные элементы: ион-комплексообразователь, координированные вокруг него частицы - лиганды, составляющие вместе с комплексообразователем внутреннюю координационную сферу, и остальные частицы, входящие во внешнюю координационную сферу. Число лигандов называется координационным числом (к.ч.). Наиболее часто реализуются к.ч. = 6; 4; 2, реже 3; 8; 12. Характерные комплексообразователи - это катионы металлов d-семейств (Fe²⁺, Fe³⁺, Co³⁺, Ni²⁺, Zn²⁺, Ag⁺, Cu²⁺, Cr³⁺ и др.). Характерные лиганды: H₂O, NH₃, Cl^-, OH^-, NO₂^-, CN^-, Br^-, J^- и др. Примеры комплексных соединений:

K₄[Fe(CN)₆]; K₃[Fe(CN)₆]; Na[Al(OH)₄]; [Cr(H₂O)₅Cl]Cl₂; [Cu(NH₃)₄]SO₄; K₂[NiCl₄)].

В приведенных примерах квадратными скобками выделена внутренняя координационная сфера или комплексный ион. Заряд комплексного иона равен сумме зарядов ионов внешней сферы и одновременно равен сумме зарядов комплексообразователя и лигандов.

Название комплексных соединений дают по общему правилу: сначала называют анион, а затем - катион в родительном падеже. Название комплексного катиона составляют следующим образом: сначала указывают количество (используя греческие числительные: ди, три, тетра, пента, гекса и т.д.) и названия отрицательно заряженных лигандов с окончанием “о” (ОН^- - гидроксо, CN^- - циано, CNS^- - родано, NO₂ - нитро, S₂O₃^2- - тиосульфато, Сl^- - хлоро и т.д.); затем указывают количество и названия нейтральных лигандов (Н₂О - аква, NH₃ - аммин); последним называют комплексообразователь, указывая его степень окисления римскими цифрами в круглых скобках. Примеры: [Pt(NH₃)₃Cl]Cl - хлорид хлоротриамминплатины (II); [Со(NH₃)₅Br]SO₄ - сульфат бромопентаамминкобальта (III). Название комплексного аниона составляют аналогично названию катиона и заканчивают суффиксом “ат”. Примеры: Ba[Cr(NH₃)₂(SCN)₄]₂ - тетрароданодиамминхромат (III) бария, (NH₄)₂[Pt(OH)₂Cl₄] - тетрахлородигидроксоплатинат (IV) аммония.

Химическая связь между внутренней и внешней сферами комплексных соединений аналогична связи между катионами и анионами в простых солях (ионная). Поэтому в водных растворах комплексные соединения диссоциируют практически полностью, например:

K₄[Fe(CN)₆] ® 4K⁺+[Fe(CN)₆]^4- ,

[Cu(NH₃)₄]SO₄ ® [Cu(NH₃)₄]²⁺+SO₄^2-.

Лиганды внутренней сферы связаны с комплексообразователем более прочно за счет направленных координационных (донорно-акцепторных) связей. Поэтому в водных растворах комплексный ион диссоциирует как слабый электролит обратимо:

[Cu(NH₃)₄]²⁺ « Сu²⁺+ 4NH₃ .

Константа равновесия этого процесса называется константой нестойкости:

Kн = [Cu²⁺]×[NH₃]⁴/([Cu(NH₃)₄]²⁺) = 2,14 × 10^-13.

Численные значения констант нестойкости приведены в справочных таблицах. Чем меньше Кн, тем прочнее комплексный ион.

Замечание: строго говоря, диссоциация комплексных ионов протекает ступенчато; число ступеней равно числу лигандов.

Для того, чтобы определить направление реакции с участием комплексных соединений, нужно установить, в каком из возможных веществ комплексообразователь связан более прочно. Например, реакция

[Аg(NH₃)₂]Cl + 2KCN «K[Аg(CN)₂] + 2kcl + 2NH₃­

будет протекать слева направо, т.к.

Кн[Аg(NH₃)₂]⁺ = 9,3 × 10^-8 >> Кн[Аg(NH₃)₂]^- = 8 × 10^-22.

Это означает, что комплексообразователь Ag⁺ более прочно связан с цианогруппами (CN^-), чем с аммиаком (NH₃). В данном случае произошла замена лиганда.

В общем случае для решения вопроса о направлении смещения равновесия необходимо рассчитать константу равновесия предполагаемой реакции.

Пример 1

К₂[Cd(CN)₄] + 2NaOH « Cd(OH)₂¯ + 2KCN + 2NaCN,

в ионном виде

[Cd(CN)₄]^2-+2OH^- « Cd(OH)₂¯ + 4CN^- .

При добавлении щелочи к раствору К₂[Cd(CN)₄] в стехиометрических количествах (т.е. без избытка ОН^- ионов) осадок Сd(OH)₂ не образуется, т.к.

К=[CN^-]⁴/ ([Cd(CN)₄]^2-]×[OH^-]²) =

=[CN^-]⁴/([Cd(CN)₄]^2-]×[OH^-]²)×([Cd²⁺]/[Cd²⁺])=

= Кн[Cd(CN)₄]^2-] / Пр[Cd(ОН)₂]= (7,8 × 10^-18)/(4,5 × 10^-15)=1,73×10^-3 << 1.

Осадок может выпасть только в случае очень большого избытка щелочи.

Пример 2

К₂[Cd(CN)₄] + Na₂S « CdS¯ + 2NaCN + 2KCN

[Cd(CN)₄]^2- + S^2- « CdS¯ + 4CN^-.

При добавлении сульфида натрия (Na₂S) к раствору К₂[Сd(CN)₄] даже в стехиометрических количествах выпадает осадок СdS, т.к.

К=[CN^-]⁴ / ([Сd(CN)₄]^2-] × [S^-2]) × ([Cd²⁺]/[Cd²⁺]) =

=Кн/ПР= (7,8×10^-18)/(8×10^-27) >> 1.

Пример 3

Вычислить концентрацию ионов Аg⁺ в 0,1 М растворе [Ag(NH₃)₂]NO₃, содержащем дополнительно 1 моль/л аммиака. Константа нестойкости иона [Ag(NH₃)₂]⁺ составляет 5,7 ·10^-8.

Решение

Согласно условию задачи

[Ag⁺] [NH₃] ² / [ [Ag(NH₃)₂]⁺] = 5,7 ·10^-8.

В присутствии избыточного NH₃ равновесие диссоциации

[Ag(NH₃)₂⁺]« ? Ag⁺ + 2NH₃

настолько сильно смещено влево, что можно пренебречь той ничтожно малой концентрацией NH₃, которая получается за счет диссоциации комплекса, и принять ее равной 1 моль/л. Считая [Ag(NH₃)₂]NO₃ сильным электролитом и пренебрегая той долей комплексных ионов, которые подверглись диссоциации, можно приравнять концентрацию недиссоциированной части ионов [Ag(NH₃)₂]⁺ к общей концентрации этих ионов, т. е. 0,1 моль/л, поэтому

[Ag⁺] ·1² / 0,1 = 5,7 ·10^-8; [Ag⁺] = 0,6 · 10^-8 моль/л.