Лабораторная работа по химическому равновесию, Прогноз направления реакций и его экспериментальная проверка - Химическая кинетика, равновесия, термодинамика

Прогноз направления реакций и его экспериментальная проверка

В тетради должны быть заранее выписаны необходимые константы (см. Приложение), проведены расчеты, написаны предполагаемые уравнения реакций (или указано, что реакция не ожидается - стрелка зачеркнута) и оставлено место для описания опыта, наблюдений и пояснений. Основная работа по этой части должна быть проведена дома, т. к. каждый эксперимент занимает не больше минуты. Если результаты опыта не согласуются с расчетом, нужно немедленно разбираться: либо в расчете, либо в проведении опыта есть ошибка.

1. Выпадет ли осадок галогенида свинца, если смешать равные объемы 0,005 М раствора Pb(NO3)2 и 0,05 М раствора KГ (Г = Cl или I)?

Рекомендуемая схема расчета. Находим концентрации до начала реакции. При смешивании равных объемов объем удваивается, значит, исходные концентрации становятся вдвое меньше, чем были в банках. А поскольку исходные вещества - типичные соли, они в растворе должны полностью распадаться на соответствующие ионы, значит, концентрации солей - это и есть концентрации их ионов (с учетом индексов в формуле). Далее вычисляем произведение концентраций ионов (ПКИ) в той же форме (с теми же показателями), что и в произведении растворимости. Поскольку концентрации KCl и KI одинаковые, этот расчет - один для обоих опытов.

Далее сравниваем полученные цифры с табличными значениями ПР. Если ПКИ > ПР, значит, концентрации ионов выше равновесных, и ожидается их уменьшение, т. е. выпадение осадка. Если ПКИ < ПР, значит, концентрации ниже, чем в равновесии с осадком, и осадок выпадать не может. Более того, в таком растворе еще могло бы раствориться некоторое количество данного галогенида свинца, если бы мы его добавили.

Смешиваем раствор нитрата свинца в одной пробирке с раствором KCl, а в другой - с раствором KI и отмечаем результаты.

2. Выпадет ли осадок сульфида, если смешать равные объемы насыщенного (0,1 М) раствора сероводорода и 1 М раствора сульфата (или нитрата) марганца и меди?

Эта задача подобна предыдущей, но с тем усложнением, что H2S - очень слабая кислота, т. е. дает очень мало ионов водорода, поэтому никак нельзя считать, что концентрация сульфид-ионов равна концентрации кислоты. И MnS, и CuS растворимы в воде гораздо хуже, чем, например, PbCl2, поэтому раствором сульфида натрия они осаждаются однозначно. Но хватит ли для этого ионов сульфида в растворе сероводорода? Можно, как и выше, вычислять ПКИ, но предлагается более общий подход.

Вычислите по табличным данным константу равновесия ожидаемой реакции:

M2+ + H2S <> MS v + 2 H+; K = ? (1)

Для этого надо получить данное уравнение путем комбинирования уравнений (2)-(4), т. е. тех равновесий, для которых есть справочные данные в Приложении:

H2S <> HS - + H+; К1 (H2S) =... (2)

HS - <> S2- + H+; К2 (H2S) =... (3)

MS <> M2+ + S2-; ПР (MS) =... (4)

Химические уравнения складывают точно так же, как алгебраические, при необходимости домножая их на коэффициенты. Нетрудно заметить, что в искомое уравнение не входят ионы HS - и S2-, следовательно, надо складывать так, чтобы эти промежуточные продукты взаимно уничтожились.

Когда химические уравнения складываются, то их константы равновесия перемножаются, а если уравнение умножается на некий коэффициент, то его константа равновесия возводится в соответствующую степень. Если же уравнение вычитается, то его константа равновесия, естественно, идет в знаменатель.

Получив общее выражение К через К1 (H2S), К2 (H2S) и ПР (MS), подставляем конкретные числовые значения для разных M, и качественный вывод готов: если константа равновесия очень велика - реакция идет практически до конца, если константа очень мала - реакция практически не идет, а если она не очень сильно отличается от единицы - значит, в зависимости от концентраций, равновесие может смещаться вправо или влево, и нужно в расчете использовать конкретные концентрации. В частности, подставив в выражение константы равновесия процесса (1) исходные концентрации M2+ и H2S, можно вычислить концентрацию ионов водорода, при которой начинается осаждение MS. Если она получается нереально высокой - значит, осаждение неизбежно.

Смешиваем растворы, отмечаем результаты.

3. Будут ли кислыми, нейтральными или щелочными растворы Na2HPO4 и NaH2PO4?

Ответ заранее не очевиден. С одной стороны, это кислые соли, следовательно, могут диссоциировать по кислотному типу, т. е. давать ионы водорода и создавать кислую среду. С другой стороны, это соли слабой фосфорной кислоты, они могут подвергаться гидролизу, т. е. не отдавать ион водорода, а, наоборот, захватывать его у воды и этим создавать щелочную среду. Но раствор не может быть одновременно и кислым, и щелочным. Нужно решить, что преобладает, а для этого сравнить константы двух равновесий. Рассмотрим на примере гидрофосфата (Na2HPO4).

    А) Гидролиз. HPO42- + H2O <> H2PO4- + OH-; константа гидролиза получается делением константы ионизации воды на константу ионизации того слабого электролита, который получается в результате гидролиза: КГ = КВ / КК. Внимание! Не перепутайте, какая из трех констант фосфорной кислоты тут нужна! Б) Кислотная диссоциация. HPO42- <> PO43- + H+; а тут какая из трех констант используется?

Сравниваем константы, и качественный вывод (кислый или щелочной раствор) очевиден. Процессом, у которого константа равновесия на много порядков ниже, можно пренебречь.

Проделайте расчеты для обеих кислых солей и проверьте результат с помощью универсальной индикаторной бумаги, запишите значения рН.

Похожие статьи




Лабораторная работа по химическому равновесию, Прогноз направления реакций и его экспериментальная проверка - Химическая кинетика, равновесия, термодинамика

Предыдущая | Следующая