Равновесия в гетерогенных системах

Санкт-Петербургский государственный университет

сервиса и экономики»

__________________________________________________________________

Кафедра «Химия»

Аналитическая химия и физико-химические методы анализа

Контрольная работа

для студентов-бакалавров по направлению 260800.62.

Санкт-Петербург

Одобрено на заседании кафедры «Химия» протокол № от 2012 г.

Рекомендованы Учебно-методическим советом по специальности 260501.65 «Технология продуктов общественного питания»

Аналитическая химия и физико-химические методы анализа. Контрольная работа.¾СПб.: ИИЦ «Сервис», 2012. ¾ 38 С.

Составители:

канд. хим. наук, доцент О.А. Черемисина

ст. преподаватель Г.В. Политова

Рецензент: зав. кафедрой «Химия», доц. Пацовский А.П.

ÓИнформационно-издательская группа «АКТиБ»

ÓСанкт-Петербургский государственный университет сервиса и

экономики

СОДЕРЖАНИЕ

ВВЕДЕНИЕ
Химические равновесия. Равновесия в гомогенных системах.
Химические равновесия. Равновесия в гетерогенных системах.
Качественный анализ
Количественный анализ
СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ
ПРИЛОЖЕНИЕ

ВВЕДЕНИЕ

Аналитическая химия относится к прикладным наукам. Химический анализ - это конкретный анализ ( по существу, сервис ) объектов с использованием методов, рекомендуемых аналитической химией. Задачей аналитической химии является развитие теории и методов аналитической химии, процессов, операций, способов для анализа различных объектов.

Большое значение имеют аналитическая химия и химический анализ в производстве для предупреждения брака, обнаружения нежелательных примесей в полупродуктах и готовой продукции. По результатам анализа судят о качестве готового продукта.

Изучение аналитической химии позволяет получить современное научное представление о теории и методах, применяемых в практической деятельности. Необходимо усвоить законы и теории химии, овладеть техникой химических расчетов, выработать навыки самостоятельного выполнения экспериментов и обобщения наблюдаемых фактов. Работа студента над курсом аналитической химии слагается из следующих элементов: самостоятельное изучение материала по учебникам и учебным пособиям; выполнение контрольных заданий, лабораторного практикума, посещение лекций; сдача зачета (экзамена). Контрольная работа является формой методической помощи студентам при изучении курса. Каждый студент выполняет вариант контрольных заданий, обозначенный двумя последними цифрами номера зачетной книжки. Таблица вариантов контрольных заданий приведена в конце пособия.

ХИМИЧЕСКИЕ РАВНОВЕСИЯ

РАВНОВЕСИЯ В ГОМОГЕННЫХ СИСТЕМАХ

ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ

Большинство аналитических реакций обратимы. Состояние обратимого процесса, при котором скорости прямой и обратной реакций равны, называется химическим равновесием. Концентрации реагирующих веществ, которые устанавливаются при химическом равновесии, называются равновесными концентрациями. Если не изменять условия реакций, равновесные концентрации также не изменяются и остаются постоянными. К обратимым процессам применим закон действующих масс:

При химическом равновесии отношение произведений равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, есть величина постоянная, называемая константой химического равновесия.

Если в общем виде для процесса:

где k₁, k₂ - константы скоростей прямой и обратной реакций соответственно.

Константа равновесия K имеет вид:

⋅

Физический смысл константы равновесия заключается в том, что она равна

k₁/ k₂, т.е. показывает, во сколько раз скорость раз скорость прямой реакции при одинаковых концентрациях (именно равных 1 моль/л) и данной температуре больше скорости обратной реакции. По числовому значению К можно судить о направлении реакции:

• Если значение К велико, то прямая реакция идет почти до конца, в то время как обратная реакция почти не идет. В этом случае равновесие сдвинуто вправо.

• Если значение К >1 и очень мало, то идет преимущественно обратная и равновесие сдвинуто влево.

• Если величина К≈1, то реакция практически обратима.

Константа равновесия зависит от температуры: каждой температуре соответствует определенное значение константы равновесия.

Константы равновесия имеют огромное значение для оценки аналитических реакций. Так:

– константы диссоциации характеризуют реакции диссоциации,

– константы кислотности и константы основности – кислотно-основные реакции,

к– онстанты гидролиза – гидролиз,

– произведение растворимости – реакции осаждения,

– константа устойчивости – реакции комплексообразования и т.п.

Водородный показатель

Вода частично диссоциирует на ионы: Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^–.

При диссоциации образуется равное число ионов Н⁺ и ОН^–:

[ Н⁺] = [ОН^–] = 1⋅10^-7.

Тогда константа диссоциации воды:

Из уравнения следует, что произведение концентрации ионов является величиной постоянной при постоянной температуре. Эту константу называют ионным произведением воды:

К_Н2О = [ Н⁺]⋅[ОН^–] = 1⋅10^-14

Отсюда: [ Н⁺] = К_Н2О/[ОН^–] моль/л; [ОН^–] = К_Н2О/[ Н⁺].

Концентрацию водородных или гидроксильных ионов вычисляют для характеристик и среды.

Водородный показатель: рН= -lg[ Н⁺],

Гидроксильный показатель: рОН=-lg[ОН^–],

рН+рОН=рК_Н2О=14.

Итак, [Н⁺] = [ОН^–] = 1⋅10^-7моль/л является условием нейтральности. Кислые и основные свойства растворов описываются шкалой рН и рОН. Кислотно-основные реакции - частный случай равновесия в гомогенной системе, поэтому расчеты равновесных концентраций компонентов реакции ведутся с использованием закона действия масс и условия материального баланса.

Примеры решения задач

Пример 1. Концентрация ионов водорода в растворе равна 5⋅10^-4. Вычислить рН и рОН раствора.

Решение: рН = -lg5⋅10^-4 = 3,30, рОН =14-3,30=10,70

Пример 2. Определите водородный показатель рН в 0,006М растворе серной кислоты при 25°С.

Решение: H₂SO₄ = 2H⁺ + SO₄^2–, рН < 7. С_H+ = 0,006 моль/л, рН = - lg(2× С_H+) = - lg(2×0,006) = 1,92

Пример 3. Определите водородный показатель рН в 0,012М растворе гидроксида бария при 25°С.

Решение: Ba(OH)₂ = Ba²⁺ + OH^–, рН>7. С_OH^– = 0,012 моль/л. рН = 14- рOН = 14 + lg[ОН^–]= 14+ lg(2× 0,012) = 12,38.

ЗАДАЧИ

Определите рН растворов сильной кислоты HCl указанной молярной концентрации С моль/л.

1. 0,023	4. 0,0052
2. 0,0078	5. 0,044
3. 0,037

Определите рН растворов сильной кислоты H₂SO₄ указанной молярной концентрации С моль/л.

6. 0,023	9. 0,0052
7. 0,0078	10. 0,044
8. 0,037

Определите рОН растворов щелочи КОН указанной молярной концентрации

С моль/л.

11. 0,0074	14. 0,0055
12. 0,0029	15. 0,0036
13. 0,0018

Определите рОН растворов щелочи Са(ОН)₂ указанной молярной концентрации С моль/л.

16. 0,0074	19. 0,0055
17. 0,0029	20. 0,0036
18. 0,0018

РАВНОВЕСИЯ В ГЕТЕРОГЕННЫХ СИСТЕМАХ

ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ

Растворение твердых электролитов прекращается, когда образуется насыщенный раствор, в котором устанавливается гетерогенное равновесие между твердой фазой и перешедшими в раствор ионами. Например:

CaSO₄ (т) ↔Ca²⁺(р-р) + SO₄^2–(р-р)

В выражение константы этого гетерогенного равновесия не входит концентрация твердой фазы (см. особенности закона действия масс для гетерогенных процессов): K= [Ca²⁺][SO₄^2–]

В насыщенном растворе твердого электролита произведение концентраций его ионов есть величина постоянная при данной температуре. Она называется произведением растворимости.

ПР(CaSO₄) = [Ca²⁺][SO₄^2–]

Если молекула электролита содержит несколько одинаковых ионов, то концентрации этих ионов, согласно закону действия масс, должны быть возведены в соответствующие степени. Например:

PbI₂↔Pb²⁺ + 2 I^–

ПР(PbI₂) = [Pb²⁺][I^–]²

Зная произведения растворимости, можно решать вопросы, связанные с образованием или растворением осадков при химических реакциях. Например, пусть диссоциация соли АВ происходит на два иона:

АВ↔А⁺ + В^–

Обозначив растворимость через s (моль/л), получим [A⁺]=[B^–]=s,

ПР=[A⁺][B^–]=s². На практике чаще возникает обратная задача определения растворимости. Для соли, диссоциирующей на два иона, . Значения ПР можно найти в химических справочниках. Например, ПР(AgCl)=1,8·10^–10, ПР(AgBr)=6·10^–13, ПР(BaSO₄)=1,1·10^–10, ПР(HgS)=10^–52. Если соль имеет общую формулу AB₂, то она диссоциирует по уравнению:

AB₂↔A²⁺ + 2B^–

В этом случае [A²⁺]=s, [B^–]=2s, ПР=[A²⁺][B^–]² = s·(2s)²=4s³, .

Если фактическое произведение концентраций (ПС) ионов в некотором растворе превышает значение произведения растворимости, т.е. ПС>ПР, то раствор является пересыщенным, и из него выпадает осадок. Условие растворения осадка (ненасыщенности раствора): ПС<ПР. Оба процесса идут с одинаковой скоростью, и система приходит в состояние равновесия при ПС=ПР (насыщенный раствор).

Примеры решения задач

Пример 1. Определите ПР фторида магния, если его растворимость в воде равна 0,001 моль/л при некоторой температуре.

Решение: Mg²⁺ + 2F^– ↔MgF₂(т). [Mg ²⁺]= s, [F ^–]=2s. ПР = [Mg ²⁺][F ^–]= s(2s)²= 4s³ = 4(0,001)³= 4∙10^-9

Пример 2. Определите, выпадет ли (да, нет) осадок иодида свинца (II) после сливания 100 мл 0,005М раствора нитрата свинца (II) и 200 мл 0,01М раствора иодида калия при 25°С.

Дано: V₁=0,1л, c₁= 0,005 моль/л, V₂=0,2л, c₂=0,01 моль/л ,

,

Решение: Pb(NO₃)₃ + 2KJ = PbJ₂(т) + 2KNO₃

Pb²⁺ + 2J^– = PbJ₂(т)

7, 4> ПР = 8,7∙10^-9

PbJ₂ осаждается, т.к. соблюдается условие выпадения осадка.

ЗАДАЧИ

Определите, выпадет ли (да, нет) осадок после сливания 5 мл 0,004М раствора первого реагента и 15 мл 0,003М раствора второго реагента при 25°С.

21. CdCl2 + NaOH	31. Pb(NO3)2 + Na2S
22. LiBr + Pb(NO3)2	32. CaCl2 + K2C2O4
23. LiCl + K2CO3	33. TlNO3 + KNCS
24. ZnCl2 + NaCN	34. AgNO3 + NaN3
25. TlNO3 + Na2CO3	35. ZnCl2 + Na2S
26. Mg(NO3)2 + KOH	36. NaJO4 + KNO3
27. MgCl2 + K2C2O4	37. SrCl2 + NaCrO4
28. SrCl2 + K2C2O4	38. NiCl2 + Na2S
29. TlNO3 + NaCl	39. AgNO3 + KBr
30. TlNO3 + NaBr	40. CsBr + KJO3

Рассчитайте значение ПР, если известна растворимость (моль/л) вещества Tl₂S в воде при некоторой температуре.

41.1,2∙10-3	44.5,6∙10-6
42.2,7∙10-4	45. 8,3∙10-4
43. 0,034

Рассчитайте значение ПР, если известна растворимость (моль/л) вещества BiJ₃ в воде при некоторой температуре.

46. 7,9∙10-5	49. 0,034
47.1,2∙10-3	50.2,7∙10-4
48. 5,6∙10-6

Рассчитайте значение ПР, если известна растворимость (моль/л) вещества Pb₃(PO₄)₂ в воде при некоторой температуре.

51.8,3∙10-4	54.5,6∙10-6
52. 7,9∙10-5	55. 2,7∙10-4
53. 0,034

Рассчитайте значение ПР, если известна растворимость (моль/л) вещества I₂S₃ в воде при некоторой температуре.

56. 5,6∙10-6	59.5,6∙10-6
57. 8,3∙10-4	60.2,7∙10-4
58.7,9∙10-5

КАЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ

ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ

Аналитическая химия – наука, развивающая теоретические основы химического анализа и разрабатывающая методы определения химического состава веществ и химического строения соединений.

Химический анализ – совокупность готовых приемов анализа, в результате применения которых устанавливается химический состав.

Качественный анализ – заключается в обнаружении отдельных элементов (или ионов), из которых состоит анализируемое вещество. Методы качественного анализа классифицируются:

1. анализ катионов

2. анализ анионов

3. анализ сложных смесей.

Обнаружение – установление факта присутствия или отсутствия вещества или его компонента в образце.

Определение – установление содержания (количества, концентрации) какого-либо компонента в изучаемом образце.

Химические методы обнаружения – методы, основанные на использовании аналитических реакций; аналитический сигнал наблюдают главным образом визуально.

Физические и физико – химические методы обнаружения – методы, основанные на изучении физических свойств исследуемых веществ (оптические, электрохимические, магнитные и др.); аналитический сигнал получают и регистрируют с помощью специальной аппаратуры.

Реагент специфический – реагент для обнаружения искомых ионов в присутствии других ионов. Применяется при проведении дробного метода анализа.

Реагент избирательный (селективный) – реагент, который реагирует с ограниченным числом ионов. Используют как в дробном, так и в систематическом анализе.

Реагент групповой – реагент на группу ионов с образованием одного и того же аналитического сигнала (чаще всего осадка). Используется в систематическом анализе.

Дробный анализ – анализ, при котором искомые ионы можно обнаружить в отдельной порции исследуемого раствора, не прибегая к определенной схеме обнаружения ионов.

Систематический анализ – определенная последовательность обнаружения ионов – после того, как мешающие обнаружению ионы удалены или замаскированы.

Маскирование – подавление мешающего влияния посторонних ионов путем действия на них окислителей, восстановителей или комплексообразующих веществ.

Микроанализ – количество исследуемого вещества составляет 1 г или 10 мл раствора.

Полумикроанализ – количество исследуемого вещества составляет 0,1 – 0,01 г или 1,0 – 0,1 мл раствора.

Ультрамикроанализ – количество исследуемого вещества < 10^‑4 г или 10^-3 – 10^-6 мл раствора.

Аналитический сигнал – среднее значение результатов измерения физической величины в заключительной стадии анализа, функционально связанное с содержанием определяемых компонентов.

Чувствительность – минимальная определяемая концентрация вещества.

Количественно чувствительность реакции характеризуется следующими показателями: открываемый минимум, предельная (минимальная) концентрация и минимальный объем предельно разбавленного раствора.

Открываемый минимум (m) – наименьшее количество вещества, которое при определенных условиях можно открыть действием данного реагента, выражается в микрограммах: 1 мкг = 10^–6 г.

Предельная концентрация (С_пред.) – отношение единицы массы (1 г) определяемого иона к массе наибольшего количества растворителя, выражается в г/см³. Величина, обратная предельной концентрации, – предельное разбавление.

.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Пример 1. Вычислить предельную концентрацию и предельное разбавление раствора соли Pb²⁺, если открываемый минимум Pb²⁺ – 0,15 мкг, а минимальный объем раствора, необходимый для открытия свинца в виде хромата, равен 0,03 см³.

(г/см³); (см³/г).

ЗАДАЧИ