Как найти концентрацию ионов соли

Как найти концентрацию ионов соли

Рекомендуемые сообщения


Решение задач по фото за 30 минут! Мы онлайн – кликай!

iwishididntexistrightnow

Explorer

    • Поделиться

Как рассчитывают концентрацию ионов в растворах солей? Поясните на примере, пожалуйста: рассчитать концентрацию катионов в 0,2 М растворе Na2SO4

Ссылка на комментарий

–>

  • Решение

SiH4

Contributor

  • Решение

    • Поделиться

Вы рассчитываете массу катиона (в данном случае Na+) относительно всего раствора.

Ссылка на комментарий

iwishididntexistrightnow

Explorer

  • Автор

    • Поделиться

Вы рассчитываете массу катиона (в данном случае Na+) относительно всего раствора.

спасибо

Ссылка на комментарий

SiH4

Contributor

    • Поделиться

В 0,2 молярном растворе содержиться 142×0.2=28.4 грамма.

142-28.4

46-х=9.2

9.2-х ~0.65моль/литр.

28.4 – 0.2 моль

Ответ 0.65 моль/литр

Ссылка на комментарий

iwishididntexistrightnow

Explorer

  • Автор

    • Поделиться

В 0,2 молярном растворе содержиться 142×0.2=28.4 грамма.

142-28.4

46-х=9.2

9.2-х ~0.65моль/литр.

28.4 – 0.2 моль

Ответ 0.65 моль/литр

Я рассчитывала так:

Na2SO4 —>  2Na+  +   SO4 2-

C [Na+] = Cм * 2 = 0,2 * 2 = 0,4 моль/л

Получается, неверный ход решения?

Ссылка на комментарий

SiH4

Contributor

    • Поделиться

0.2 моль/литр концентрация всего сульфата. Нужна отдельно массу катиона – два натрия 23×2=46

46-х=0,65

142-0.2

Более просто и короче :)

Ссылка на комментарий

iwishididntexistrightnow

Explorer

  • Автор

    • Поделиться

0.2 моль/литр концентрация всего сульфата. Нужна отдельно массу катиона – два натрия 23×2=46

46-х=0,65

142-0.2

Более просто и короче :)

поняла, спасибо за помощь)

Ссылка на комментарий

M_GM

Гранд-мастер

    • Поделиться

Я рассчитывала так:

Na2SO4 —>  2Na+  +   SO4 2-

C [Na+] = Cм * 2 = 0,2 * 2 = 0,4 моль/л

Получается, неверный ход решения?

Верный.

Для чего находить массу, и строить какие-то дикие пропорции, если вам нужна молярная концентрация,

когда ответ виден сразу из формулы соли – непонятно


Изменено 10 Апреля, 2016 в 12:45 пользователем M_GM

Ссылка на комментарий

SiH4

Contributor

    • Поделиться

Черт! Я решал как процентную концентрацию!

Например. Берем 20 % раствор сульфата натрия. Определяем конц ионов натрия по верхним 《диким пропорциям》 и вуаля процентная конц катиона равна 6.2%.

Извиняюсь за дезинформацию.

Ссылка на комментарий

Для публикации сообщений создайте учётную запись или авторизуйтесь

Вы должны быть пользователем, чтобы оставить комментарий

Войти

Уже есть аккаунт? Войти в систему.

Войти

Источник

Концентрация ионов натрия в растворе хлорида натрия

Вычислите концентрацию ионов натрия (Na+) (в моль/л) в 1,17-процентном растворе хлорида натрия (NaCl), приняв плотность раствора равной 1 г/см3.

Решение задачи

Вычислим массу раствора хлорида натрия по формуле, устанавливающей связь между массой и объемом:

формула нахождения массы через объем

Получаем:

m = 1000 мл ∙ 1 г/мл = 1000 (г).

Найдем массу хлорида натрия (NaCl), содержащегося в 1 л раствора, для этого составим пропорцию:

в 100 г раствора содержится 1,17 г NaCl

в 1000 г раствора содержится г NaCl

Откуда:

Учитывая, что молярная масса хлорида натрия (NaCl) равна 58,5 г/моль, рассчитаем химическое количество хлорида натрия (NaCl), используя формулу, устанавливающую связь между химическим количеством вещества и массой:

формула нахождения химического количества вещества через массуПолучаем:

Из уравнения диссоциации хлорида натрия (NaCl) (отмечу, что соли в разбавленных растворах диссоциируют полностью):

уравнение диссоциации хлорида натрияследует, что при диссоциации 0,2 моль хлорида натрия (NaCl) образуется 0,2 моль ионов натрия (Na+).

Найдем молярную концентрацию ионов натрия по формуле:

формула нахождения молярной концентрации раствора

Получаем:

Ответ: концентрацию ионов натрия 0,2 моль/л.

Источник

Как найти концентрацию ионов в растворе? При известных концентрации самого вещества, его массе и объеме раствора



Мастер

(1225),
на голосовании



10 лет назад

Голосование за лучший ответ

Харон Гребущий

Профи

(760)


10 лет назад

0) Если известна концентрация вещества и объём раствора, то масса вещества — это лишние данные, её можно посчитать.
1) Сначала нужно узнать, сколько молекул вещества диссоциировало, для этого нам нужно значение степени диссоциации (“альфа”) электролита. Но “альфа” зависит от концентрации электролита, поэтому в таблицах для данного вещества мы найдём только константу диссоциации электролита, связанную с “альфа” и концентрацией вещества по закону разведения Оствальда (см. Вики) .
2) Зная степень диссоциации, находим количество вещества диссоциированных частиц: n=[С (в-ва) *V(р-ра)] *альфа
3) Ну а дальше по уравнению реакции.. .
З. ы. забыл сказать самое главное: если электролит сильный (мин. кислоты, большинство раств. солей, щёлочи) , то он в растворе диссоциирован нацело и значение “альфа” можно брать равным единице.

Источник

Макеты страниц

Вычисление и в растворах гидролизующихся солей, образованных катионами слабых оснований и анионами сильных кислот

Гидролиз по катиону. Соли типа гидролизуются по уравнению:

В ионной форме это можно записать:

или

Константа гидролиза. Применив к уравнению, выражающему в ионной форме гидролиз соли типа , закон действия масс, получим:

Произведение () называют константой гидролиза и обозначают .

Поэтому в общем виде для солей типа можно написать:

При математических расчетах, связанных с применением констант равновесия, взаимодействие и образование воды не принимают в расчет, так как является величиной постоянной, равной . Поэтому равновесная концентрация воды в разбавленных водных растворах практически не изменяется. Величина входит в значения констант равновесий, характеризующих процессы, протекающие в водной среде, как это имеет место при выражении константы гидролиза.

Умножив и разделив левую часть уравнения (23) на , можно представить его в следующем виде:

Но

а

Подставляя эти значения в уравнение (24), получим:

Например, для случая гидролиза можно написать:

Следовательно, константа гидролиза бинарной соли, образованной катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, представляет собой отношение ионного произведения воды к константе электролитической диссоциации слабого основания, образующегося в процессе гидролиза.

Вычисление концентрации гидролизованной части соли. Обозначим через концентрацию исходной соли и через хгилр концентрацию гидролизованной части соли. Концентрация негидролизованной части соли, равная концентрации катиона, не вступившего в реакцию гидролиза, может быть представлена в виде разности .

Согласно уравнению реакции гидролиза:

, так как при гидролизе соли образуется столько молей слабого основания, сколько образуется грамм-ионов водорода и сколько молей соли гидролизовалось.

Подставив в уравнение (23) значения [КЮН], , выраженные соответственно через хгидр и через . можем написать:

Если концентрацию исходной соли принять за 0,01 М, то

Поэтому, пользуясь уравнением (26), можем написать:

откуда

Следовательно, концентрация гидролизованной части соли равна .

Вычисление концентрации ионов водорода. Так как , то для ее вычисления остается лишь вычислить, чему равняется . Значение можно вычислить, решая квадратное уравнение (26). В тех случаях, когда концентрация гидролизованной части соли представляет собой относительно малую величину по сравнению с большой величиной . можно знаменатель дроби уравнения приравнять к и вычислить по формуле:

Уравнение (27) показывает, что концентрация ионов водорода в водном, растворе бинарных солей (типа ), образованных катионами слабых оснований и анионами сильных кислот, пропорциональна корню квадратному из произведения константы гидролиза на молярную концентрацию соли.

Вычисление степени гидролиза. Степень гидролиза (для соли типа ) выражает собой отношение гидролизованной части соли к общей ее концентрации:

Уравнение (28) показывает, что степень гидролиза солей, образованных катионами слабых оснований и анионами сильных кислот пропорциональна корню квадратному из константы гидролиза и обратно пропорциональна корню квадратному из молярной концентрации соли.

Для двух сравниваемых солей указанного типа степень гидролиза будет тем выше, чем меньше величина константы диссоциации слабого основания .

При концентрации , равной 0,01 М, получим:

б) Вычисление и агидр в растворах гидролизующихся солей, образованных катионами сильных оснований и анионами слабых кислот

Гидролиз по аниону. Соли типа гидролизуются по уравнению:

в ионной форме:

или в общем виде:

Раствор имеет щелочную реакцию.

Такой случай гидролиза называется гидролизом по аниону.

Константа гидролиза. Применив закон действия масс к уравнению, выражающему в ионной форме гидролиз соли типа , получим:

или в общем виде:

Умножив и разделив левую часть уравнения (29) на , можно представить это уравнение следующим образом

но

а

откуда

Следовательно, константа гидролиза бинарной соли, образованной катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, представляет собой отношение ионного произведения воды к константе электролитической диссоциации слабой кислоты, образующейся в процессе гидролиза. Например, для случая гидролиза KCN можно написать:

Вычисление концентрации гидролизованной части соли. Так как при гидролизе соли (типа ) , то для 0,01 М раствора KCN можно считать, что

откуда

Решая это квадратное уравнение, получим:

Вычисление концентрации ионов гидроксила. Подставляя значения , выраженные через , в уравнение (29), получим:

Так как по сравнению с величина очень малая, то можно написать:

Уравнение (31) показывает, что концентрация ионов гидроксила в водном растворе бинарных солей (типа ), образованных катионами сильных оснований и анионами слабых кислот, пропорциональна корню квадратному из произведения константы гидролиза на молярную концентрацию соли.

Чтобы найти , применяют следующее уравнение . Подставляя в это уравнение значение из уравнения (31), получим:

Например, если концентрация раствора KCN равна 0,01 М, то концентрация ионов водорода в этом растворе будет равна

Вычисление степени гидролиза. Из уравнения

следует, что степень гидролиза бинарных солей, образованных анионами слабых кислот и катионами сильных оснований, пропорциональна корню квадратному из константы гидролиза и обратно пропорциональна корню квадратному из молярной концентрации соли.

Для двух сравниваемых солей указанного типа степень гидролиза будет тем больше, чем меньше величина . В 0,01 М растворе KCN степень гидролиза равна:

Вычисление степени гидролиза солей, образованных катионами сильных оснований и анионами слабых многоосновных кислот. Вычисление степени гидролиза солей типа производят, не принимая в расчет вторую ступень гидролиза таких солей. Другими словами, уравнения остаются прежними [см. уравнение ], но в формулу подставляют — вторую константу электролитической диссоциации слабой двухосновной кислоты, образующейся согласно уравнению первой ступени гидролиза соли:

Пример. Вычислить степень гидролиза 0,1 М раствора .

Решение. Гидролиз карбоната натрия протекает согласно следующим уравнениям:

Не принимая в расчет вторую ступень гидролиза, можно написать:

в) Вычисление в растворах гидролизующихся солей, образованных катионами слабых оснований и анионами слабых кислот

Гидролиз соли такого типа, как, например, , можно выразить уравнением:

в ионной форме:

или в общем виде:

Такой случай гидролиза называют гидролизом по катиону и аниону. Водные растворы таких солей имеют нейтральную, кислую или щелочную реакцию в зависимости от величины констант электролитической диссоциации кислот и оснований , образующих эти соли.

Константа гидролиза. Применив закон действия масс к уравнению, выражающему в ионной форме гидролиз соли типа , получим:

или в общем виде для солей типа :

Умножив числитель и знаменатель уравнения (34) на произведение , получим:

Однако

откуда

Следовательно, константа гидролиза бинарной соли, образованной катионом слабого основания и анионом слабой кислоты, представляет собой отношение ионного произведения воды к произведению констант электролитической диссоциации слабого основания и слабой кислоты, образующихся в процессе гидролиза.

Например, для случая гидролиза можно написать:

Вычисление концентрации гидролизованной части соли. Обозначим через концентрацию гидролизованной части соли, тогда концентрация негидролизованной части соли может быть представлена в виде Из уравнения гидролиза соли, гидролизующейся по катиону и аниону

следует, что .

Равновесные концентрации катиона и аниона равны между собой т. е.

Подставив значения равновесных концентраций в уравнение (34), получим:

Если концентрация гидролизованной части соли относительно невелика, т. е. если данная соль гидролизуется относительно слабо, то можно приравнять к Тогда, решая уравнение (26а), получим:

Например, для 0,01 М раствора

Вычисление концентрации ионов водорода и гидроксила. Подставив в уравнение (36) значение , выраженное через , из уравнений (23) и (25) или, выраженное через , из уравнений (29) и (30), получим:

или

Уравнение (38) показывает, что концентрация ионов водорода в водном растворе бинарных солей (типа ), образованных катионами слабых оснований и анионами слабых кислот, пропорциональна произведению константы электролитической диссоциации кислоты на корень квадратный из константы гидролиза.

Аналогично поступают при вычислении концентрации ионов гидроксила:

Умножим числитель и знаменатель на величину тогда

Из уравнений (37) и (39) следует, что растворы бинарных солей слабых кислот и слабых оснований, характеризующихся равными значениями , имеют нейтральную реакцию даже в тех случаях, когда соль в значительной степени гидролизовалась. Если не равна , то кислая, или щелочная, реакция зависит от отношения констант диссоциации кислот и оснований.

Например, для 0,1 н. раствора будем иметь

и, соответственно,

Следовательно, в растворе концентрация ионов гидроксила больше концентрации ионов водорода и раствор имеет слабощелочную реакцию.

Как видно из уравнения (38), в растворе солей, гидролизующихся по катиону и аниону, не зависит от концентрации данной соли.

Вычисление степени гидролиза. Степень гидролиза представляет собой отношение концентрации гидролизованной соли к ее общей концентрации, поэтому, пользуясь приближенной формулой для вычисления , можно рассчитать :

Из этого уравнения следует, что степень гидролиза бинарных солей, образованных катионами слабых оснований и анионами слабых кислот, пропорциональна корню квадратному из константы гидролиза.

Например, для .

или в процентах:

Все приближенные формулы для вычисления приведены в табл. 12.

Вычисление степени гидролиза сильно гидролизующихся солей. В случае сильно гидролизующейся соли концентрация ее гидролизованной части составляет относительно большую величину. В таком случае уже нельзя приравнивать к . Пользуясь приближенными формулами при расчетах степени гидролиза сильно гидролизующихся солей, можно допустить большие неточности. Поэтому они применимы только для расчета степени гидролиза слабо гидролизующихся солей.

В аналитической практике имеет большое значение расчет степени гидролиза ряда сильно гидролизующихся солей, образованных катионами слабых оснований и анионами слабых кислот, например . Расчет степени гидролиза такого рода солей проводят исходя из уравнения первой ступени гидролиза, так как гидролиз солей многоосновных кислот протекает в основном по первой ступени, например:

или

Вычисление проводят по более точной формуле.

Так как степень гидролиза представляет собой отношение , то для соли типа , гидролизующеися по катиону и по аниону:

Другие равновесные концентрации можно представить в следующем виде:

Подставив эти значения равновесных концентраций в уравнение (34), получим:

откуда

Эту формулу и применяют для вычисления степени гидролиза указанных выше солей с той лишь разницей, что вместо подставляют вторую константу электролитической диссоциации слабой кислоты, образующейся в результате полного гидролиза .

Таблица 11. Формулы для вычисления в растворах гидролизирующихся бинарных солей

Пример. Вычислите степень гидролиза растворов . Решение. Для :

Для :

1

Оглавление

  • ПРЕДИСЛОВИЕ К ПЕРВОМУ ИЗДАНИЮ
  • ПРЕДИСЛОВИЕ КО ВТОРОМУ ИЗДАНИЮ
  • ПРЕДИСЛОВИЕ К ТРЕТЬЕМУ ИЗДАНИЮ
  • ВВЕДЕНИЕ
  • § 1. Понятие о количественном анализе
  • § 2. Классификация методов количественного анализа
  • § 3. Характеристика методов количественного анализа
  • § 4. Анализ больших и малых количеств вещества
  • § 5. Отбор средней пробы
  • § 6. Подготовка вещества для взвешивания
  • § 7. Взвешивание
  • § 8. Техника взвешивания на аналитических весах
  • § 9. Правила обращения с аналитическими весами
  • § 10. Приготовление раствора для анализа
  • § 11. Запись результатов анализа
  • Часть первая. Объемный анализ
  • § 1. Сущность объемного анализа
  • § 2. Общее уравнение реакции титрования и выводы из него
  • Б. ТЕХНИКА ХИМИЧЕСКОГО ЭКСПЕРИМЕНТА В ОБЪЕМНОМ АНАЛИЗЕ
  • § 3. Измерение объемов растворов
  • § 4. Посуда, применяемая для измерения объемов растворов
  • § 5. Работа с мерными колбами
  • § 6. Работа с пипетками
  • § 7. Работа с бюретками
  • § 8. Приготовление стандартных растворов
  • В. ВЫЧИСЛЕНИЯ В ОБЪЕМНОМ АНАЛИЗЕ
  • § 9. Концентрация растворов и способы ее выражения
  • § 10. Способы вычисления в объемном анализе
  • § 11. Связь между точностью измерений и точностью вычислений
  • § 12. Краткие сведения о статистической обработке экспериментальных данных
  • Г. ПОЛУМИКРООБЪЕМНЫЙ МЕТОД АНАЛИЗА
  • § 13. Понятие о полумикрообъемном анализе
  • § 14. Особенности техники измерения объемов растворов в полумикрометоде
  • Д. БЕЗБЮРЕТОЧНЫЕ МЕТОДЫ ТИТРОВАНИЯ
  • § 15. Понятие о безбюреточных методах титрования
  • § 16. Классификация методов безбюреточного титрования
  • Е. АВТОМАТИЧЕСКИЕ МЕТОДЫ
  • § 17. Химико-аналитический контроль производства
  • § 18. Автоматические методы титрования
  • ГЛАВА II. МЕТОДЫ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ, ИЛИ МЕТОДЫ КИСЛОТНО-ОСНОВНОГО ТИТРОВАНИЯ
  • § 1. Характеристика метода
  • § 2. Установление точки эквивалентности
  • § 3. Графический метод изображения процесса нейтрализации
  • § 4. Вычисление концентрации ионов водорода в водных растворах сильных кислот и оснований
  • § 5. Вычисление активности ионов водорода в водных растворах сильных кислот и оснований
  • § 6. Титрование сильной кислоты сильным основанием
  • § 7. Вычисление концентрации ионов водорода в растворах слабых кислот и оснований
  • § 8. Вычисление активности ионов водорода в водных растворах слабых кислот и оснований
  • § 9. Равновесия в водных буферных растворах слабых кислот в присутствии солей этих кислот
  • § 10. Равновесия в водных буферных растворах слабых оснований в присутствии солей этих оснований
  • § 11. Вычисление концентрации ионов водорода в водных буферных растворах
  • § 12. Вычисление активности ионов водорода в водных буферных растворах
  • § 13. Вычисление концентрации ионов водорода и степени гидролиза в водных растворах гидролизующихся бинарных солей
  • § 14. Вычисление активности ионов водорода в водных растворах гидролизующихся бинарных солей
  • § 15. Титрование слабой кислоты сильным основанием
  • § 16. Титрование слабого основания сильной кислотой
  • § 17. Титрование многоосновных кислот
  • § 18. Титрование солей, образованных катионами сильных оснований и анионами слабых многоосновных кислот
  • § 19. Изменение активности и показателя активности ионов водорода в процессе титрования водных растворов кислот и оснований
  • § 20. Выводы, вытекающие из рассмотрения кривых нейтрализации
  • § 21. Индикаторы
  • § 22. Интервал перехода индикатора
  • § 23. Выбор индикатора
  • § 24. Ошибки титрования
  • Б. ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
  • § 25. Организация рабочего места
  • § 26. Приготовление стандартных (титрованных) растворов
  • § 27. Приготовление 0,1 н. раствора хлористоводородной кислоты
  • § 28. Установка титра 0,1 н. раствора хлористоводородной кислоты
  • § 29. Приготовление 0,1 н. раствора едкого натра
  • § 30. Установка титра 0,1 н. раствора едкого натра
  • § 31. Определение карбонатов
  • § 32. Определение содержания H2SO4 в технической серной кислоте
  • § 33. Определение содержания уксусной кислоты
  • § 34. Определение содержания Na2CO3 и NaOH при их совместном присутствии
  • § 35. Определение содержания Na2CO3 и NaHCO3 при их совместном присутствии
  • § 36. Определение жесткости воды
  • § 37. Определение аммонийного азота в солях аммония
  • § 38. Определение содержания фосфорной кислоты
  • В. КИСЛОТНО-ОСНОВНОЕ ТИТРОВАНИЕ В НЕВОДНЫХ СРЕДАХ
  • § 39. Неводные растворы
  • § 40. Современные представления о кислотах и основаниях
  • § 41. Диссоциация электролитов в неводных растворах
  • § 42. Влияние неводных растворителей на силу кислот и оснований
  • § 43. Применение закона действия масс к растворам сильных электролитов
  • § 44. Титрование кислот и оснований в неводных растворах
  • § 45. Методы кислотно-основного титрования в неводных средах
  • § 46. Примеры практических определений в неводных растворах
  • ГЛАВА III. МЕТОДЫ ОКИСЛЕНИЯ—ВОССТАНОВЛЕНИЯ (ОКСИДИМЕТРИЯ, ОКСРЕДМЕТРИЯ, РЕД-ОКС-МЕТОДЫ)
  • § 1. Значение окислительно-восстановительных потенциалов
  • § 2. Реакции окисления—восстановления и комплексообразования
  • § 3. Примеры окислительно-восстановительного титрования
  • § 4. Константы равновесия окислительно-восстановительных реакций
  • § 5. Связь между константами равновесия окислительно-восстановительных реакций и нормальными потенциалами
  • § 6. Вычисление констант равновесия окислительно-восстановительных реакций
  • § 8. Зависимость скорости реакций окисления—восстановления от различных факторов
  • § 9. Графический метод изображения процесса окисления—восстановления
  • § 10. Фиксирование точки эквивалентности в методах окисления—восстановления
  • § 11. Окислительно-восстановительные индикаторы (ред-окс-индикаторы)
  • Б. ПЕРМАНГАНАТОМЕТРИЯ
  • § 12. Основы перманганатометрии
  • § 13. Титрование перманганатом в кислой среде
  • § 14. Титрование перманганатом в щелочной среде
  • § 15. Приготовление стандартного (титрованного) раствора перманганата калия
  • § 16. Установка титра стандартного раствора перманганата калия
  • § 17. Установка титра и нормальности раствора перманганата калия по оксалату аммония
  • § 18. Вещества, определяемые методом перманганатометрии
  • ОПРЕДЕЛЕНИЕ ВОССТАНОВИТЕЛЕЙ
  • § 19. Определение щавелевой кислоты и оксалатов
  • § 20. Определение соединений железа (II)
  • § 21. Определение содержания металлического железа в присутствии окислов железа
  • § 22. Определение азотистой кислоты и нитритов
  • § 23. Определение содержания марганца (II) в рудах
  • ОПРЕДЕЛЕНИЕ ОКИСЛИТЕЛЕЙ
  • § 24. Определение соединений железа (III)
  • § 25. Определение нитратов
  • § 26. Определение бихроматов
  • § 27. Определение содержания MnO2 в пиролюзите
  • ОПРЕДЕЛЕНИЕ ДРУГИХ ВЕЩЕСТВ
  • § 28. Определение ионов кальция
  • В. ИОДОМЕТРИЯ
  • § 29. Основы иодометрии
  • § 30. Методы иодометрического титрования
  • § 31. Преимущества и недостатки иодометрического метода
  • § 32. Приготовление стандартного (титрованного) раствора тиосульфата и установка его титра
  • § 33. Приготовление стандартного (титрованного) раствора иода и установка его титра
  • МЕТОДЫ ПРЯМОГО ТИТРОВАНИЯ
  • § 34. Определение мышьяка (III)
  • МЕТОДЫ ОБРАТНОГО ТИТРОВАНИЯ
  • § 35. Определение сульфита натрия
  • § 36. Определение содержания формальдегида в формалине
  • МЕТОДЫ КОСВЕННОГО ОПРЕДЕЛЕНИЯ
  • § 37. Определение ионов меди (II)
  • § 38. Определение двуокиси свинца в сурике
  • МЕТОД ТИТРОВАНИЯ ЗАМЕСТИТЕЛЕЙ
  • § 39. Определение содержания двуокиси марганца в пиролюзите
  • МЕТОД ОПРЕДЕЛЕНИЯ КИСЛОТ
  • § 40. Определение хлористоводородной кислоты
  • § 41. Определение воды по Фишеру
  • Г. ПОНЯТИЕ О ДРУГИХ МЕТОДАХ ОКИСЛЕНИЯ — ВОССТАНОВЛЕНИЯ
  • § 42. Хроматометрия
  • § 43. Определение содержания железа (II)
  • § 44. Цериметрия
  • § 45. Броматометрия
  • § 46. Ванадатометрия
  • § 47. Аскорбинометрия
  • § 48. Титанометрия
  • ГЛАВА IV. МЕТОДЫ ОСАЖДЕНИЯ И КОМПЛЕКСООБРАЗОВАНИЯ
  • § 1. Общая характеристика методов
  • § 2. Классификация методов осаждения и комплексообразования
  • § 3. Применение теории осаждения к объемному анализу
  • § 4. Вычисление растворимости электролитов в воде с учетом коэффициентов активности
  • § 5. Влияние одноименных ионов на растворимость малорастворимого электролита
  • § 6. Солевой эффект
  • § 7. Влияние концентрации ионов водорода на растворимость малорастворимых соединений
  • § 8. Кривые титрования в методе осаждения
  • § 9. Общие выводы, вытекающие из рассмотрения кривых осаждения
  • § 10. Адсорбционные явления, наблюдаемые при титровании по методу осаждения
  • Б. АРГЕНТОМЕТРИЯ
  • § 11. Характеристика метода
  • § 12. Приготовление 0,1 н. раствора нитрата серебра
  • § 13. Приготовление стандартного раствора хлорида натрия
  • § 14. Установка титра 0,1 н. раствора нитрата серебра по точной навеске хлорида натрия
  • §15. Определение ионов хлора в техническом хлориде натрия по методу Мора
  • § 16. Определение хлоридов по методу Фаянса
  • В. РОДАНОМЕТРИЯ
  • § 17. Характеристика метода
  • § 18. Приготовление 0,1 н. раствора роданида аммония
  • § 19. Определение ионов хлора в растворимых хлоридах по методу Фольгарда
  • § 20. Определение серебра в сплавах
  • Г. МЕРКУРИМЕТРИЯ
  • § 21. Характеристика метода
  • § 22. Приготовление 0,1 н. раствора нитрата ртути (II)
  • § 23. Установка титра раствора нитрата ртути (II)
  • § 24. Определение ионов хлора в воде меркуриметрическим методом
  • Д. МЕРКУРОМЕТРИЯ
  • § 25. Краткая характеристика метода
  • Е. КОМПЛЕКСОНОМЕТРИЯ (ХЕЛАТОМЕТРИЯ)
  • § 26. Характеристика метода
  • § 27. Теоретические основы комплексонометрического титрования
  • § 28. Классификация методов комплексонометрического титрования
  • § 29. Установка титра раствора комплексона III
  • § 30. Определение содержания кальция
  • § 31. Определение жесткости воды комплексонометрическим методом
  • § 32. Анализ смеси ионов кальция и магния
  • § 33. Определение содержания алюминия
  • § 34. Раздельное определение ионов кальция и алюминия
  • § 35. Раздельное определение ионов алюминия и железа
  • Часть вторая. Весовой анализ
  • § 1. Сущность весового анализа
  • § 2. Классификация методов весового анализа
  • § 3. Расчеты в весовом анализе
  • Б. ТЕХНИКА ВЕСОВОГО АНАЛИЗА
  • § 4. Взятие и растворение навески
  • § 5. Техника осаждения
  • § 6. Фильтрование и промывание осадков
  • § 7. Получение весовой формы
  • § 8. Взвешивание весовой формы
  • В. ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
  • § 9. Теоретические основы выделения осадков из растворов с помощью специфических неорганических и органических реактивов
  • § 10. Требования, предъявляемые к осадкам
  • § 11. Методы повышения точности весовых определений
  • § 12. Теоретические обоснования выбора оптимальных условий для весового определения
  • Г. ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
  • § 13. Определение кристаллизационной воды в BaCl2 2H2O
  • § 14. Определение сульфат-ионов или серы
  • § 15. Определение ионов железа (III)
  • § 16. Определение содержания кальция в карбонате кальция
  • § 17. Определение содержания магния
  • § 18. Определение ионов хлора в растворимых хлоридах или в хлористоводородной кислоте
  • § 19. Анализ силикатов
  • § 20. Анализ доломита
  • § 21. Анализ бронзы и латуни
  • Д. МЕТОДЫ ВЕСОВЫХ ОПРЕДЕЛЕНИЙ, ОСНОВАННЫЕ НА ПРИМЕНЕНИИ ОРГАНИЧЕСКИХ РЕАКТИВОВ
  • § 22. Определение никеля
  • § 23. Определение алюминия
  • Часть третья. Понятие о физических и физико-химических (инструментальных) методах анализа
  • § 1. Электрохимические методы
  • § 2. Спектральные (оптические) методы
  • § 3. Хроматографические методы
  • § 4. Радиометрические методы
  • § 5. Масс-спектрометрические методы
  • ГЛАВА VII ЭЛЕКТРОВЕСОВЫЕ МЕТОДЫ АНАЛИЗА
  • § 1. Характеристика методов электроанализа
  • § 2. Химические процессы, протекающие при электролизе
  • § 3. Методы электроанализа
  • § 4. Электровесовой анализ
  • § 5. Метод внутреннего электролиза
  • § 6. Определение меди в растворе сульфата меди с применением платиновых сетчатых электродов
  • § 7. Определение меди и свинца в латуни с применением платиновых сетчатых электродов
  • § 8. Определение малых количеств меди методом внутреннего электролиза
  • ГЛАВА VIII. ОБЪЕМНЫЕ ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ МЕТОДЫ АНАЛИЗА
  • § 1. Особенности объемных электрохимических методов анализа
  • § 2. Кондуктометрическое титрование
  • § 3. Высокочастотное титрование
  • § 4. Потенциометрическое титрование
  • § 5. Полярографический метод анализа
  • § 6. Амперометрическоб титрование
  • § 7. Кулонометрическое титрование
  • ГЛАВА IX. СПЕКТРАЛЬНЫЕ (ОПТИЧЕСКИЕ) МЕТОДЫ АНАЛИЗА
  • § 1. Понятие об эмиссионном спектральном анализе
  • Б. КОЛОРИМЕТРИЯ
  • § 2. Особенности колориметрических методов анализа
  • § 3. Характеристика колориметрических методов анализа
  • В. ОПТИЧЕСКИЕ МЕТОДЫ УСТАНОВЛЕНИЯ ТОЧКИ ЭКВИВАЛЕНТНОСТИ
  • § 4. Спектрофотометрическое титрование
  • § 5. Фототурбидиметрическое и фотонефелометрическое титрование
  • Г. ЛАБОРАТОРНЫЕ РАБОТЫ
  • § 6. Определение содержания ионов железа методом колориметрического титрования
  • § 7. Определение содержания титана
  • ГЛАВА X. МЕТОДЫ РАЗДЕЛЕНИЯ, ВЫДЕЛЕНИЯ И КОНЦЕНТРИРОВАНИЯ ОТДЕЛЬНЫХ КОМПОНЕНТОВ АНАЛИЗИРУЕМЫХ СМЕСЕЙ
  • § 1. Определение следов элементов (микропримесей)
  • § 2. Метод осаждения малорастворимых соединений
  • § 3. Электрохимические методы разделения
  • § 4. Метод экстрагирования
  • § 5. Методы отгонки летучих соединений
  • § 6. Хроматографические методы разделения
  • § 7. Метод флотации
Источник

Расчет концентрации ионов металлов и условия протекания реакций комплексных соединений

Задача 734. 
Сколько молей аммиака должно содержаться в 1 л 0,1 М раствора [Ag(NH3)2]NO3, чтобы прибавление 1,5 г КСI к 1 л раствора не вызвало выпадения АgС1? ПР(AgCl) =  1,8 . 10-10.
Решение: 
М(KCl) = 74,55г/моль. Находим концентрацию хлорида калия:

комплексные соединения

Теперь рассчитаем концентрацию ионов Ag+ из произведения растворимости AgCl, учитывая, что концентрация ионов   равна концентрации KCl, получим:

комплексные соединения

Константа нестойкости иона [Ag(NH3)2]+  равна  9,3 . 10-9. Вторичная диссоциация комплексного иона протекает по схеме:

[Ag(NH3)2]+ = Ag+ + 2NH3 

В присутствии избытка NH3, создаваемого в результате прибавления раствора аммиака, это равновесие смещено влево настолько, что количество NH3, образующегося при вторичной диссоциации, можно пренебречь. Тогда [NH3] = С(NH3 ) = 1 моль/л. По той же причине равновесная концентрация ионов [Ag(NH3)2]+ может быть приравнена общей концентрации комплексной соли (0,1 моль/л).
Выражение константы нестойкости комплексного иона [Ag(NH3)2]+ имеет вид:

комплексные соединения

Отсюда выражаем концентрацию в 0,1 М растворе комплексной соли [Ag(NH3)2]NO3:

комплексные соединения

Ответ: Чуть больше 1 моль/л.

Задача 735. 
Какова концентрация ионов серебра в 0,08 М растворе [Ag(NH3)2]NO3, содержащем 1 моль/л аммиака? Сколько граммов NаСI можно прибавить к 1 л этого раствора до начала выпадения осадка АgС1? ПР(AgCl) =  1,8 . 10-10.
Решение:
М(NaCl) = 58,43г/моль. Константа нестойкости иона [Ag(NH3)2]+ равна  9,3 . 10-9. Вторичная диссоциация комплексного иона протекает по схеме:

[Ag(NH3)2]+ = Ag+ + 2NH3 

В присутствии избытка NH3, создаваемого в результате прибавления раствора аммиака, это равновесие смещено влево настолько, что количество NH3, образующегося при вторичной диссоциации, можно пренебречь. Тогда
[NH3] = С(NH3 ) = 1 моль/л. По той же причине равновесная концентрация ионов [Ag(NH3)2]+  может быть приравнена общей концентрации комплексной соли (0,08 моль/л).
По условию задачи:

комплексные соединения

Отсюда выражаем концентрацию ионов  Ag+:

комплексные соединения

Для того чтобы начал выпадать осадок соли AgCl при реакции:

[Ag(NH3)2]NO3 + NaCl = AgCl↓ + NaNO3 + 2NH3 

необходимо чтобы произведение концентраций ионов Ag+ и Cl– было равно или больше ПР(AgCl), т.е. [Ag+] . [Cl–] =   ПР(AgCl). Исходя из этого выражения, рассчитаем концентрацию ионов хлора, получим:

комплексные соединения

Следовательно, концентрация ионов хлора будет численно равна концентрации хлорида натрия ([Cl–] = [NaCl] = 2,4 . 10-2 моль/л), добавленного к раствору комплексной соли. Отсюда можно рассчитать массу хлорида натрия, получим:

m(NaCl) = [NaCl] . M(NaCl) = (2,4 . 10-2) . 58,43 = 1,4г.

Ответ: 1,4г.

Задача 736. 
Константы нестойкости ионов [Ag(NO2)2]– и [Ag(CN)2]– соответственно равны 1.3 . 10-13 и 8 . 10-21. Каково соотношение равновесных концентраций ионов в растворах K[Ag(NO2)2](С1) и K[Ag(CN)2](Сl2) одинаковой молярной концентрации: а) С1 > С2; б) С1= С2;  в) С1 < С2?
Решение:
Выражения констант нестойкости ионов имеют вид:

комплексные соединения

Вторичная диссоциация комплексных ионов:

комплексные соединения

Так как молярные концентрации комплексных солей одинаковы, то концентрационными величинами можно пренебречь, тогда

[Ag+](C1) = 1.3 . 10-13 моль/л); [Ag+](C2) = 8 . 10-21 моль/л).  

Следовательно, С1 > С2. 

Ответ: а).

Задача 737. 
Иодид калия осаждает серебро в виде АgI из раствора  [Ag(NH3)2]NO3, но не осаждает его из раствора K[Ag(CN)2] той же молярной концентрации. Каково соотношение между значениями констант нестойкости ионов[Ag(NH3)2]+(К1) и [Ag(CN)2]–(К2): а) К1 > К2; б) К1 = К2;  в)  К1 < К2?
Решение:
ПР(АgI) = 9,98 . 10-17. 
Вторичная диссоциация комплексных ионов протекает по схемам:

комплексные соединения

Условие образование осадка АgI может быть записан следующим образом:

[Ag+] . [I–] = ПР(AgI) = 9,98 . 10-17.

В растворе комплексной соли при заданных условиях концентрации ионов Ag+ вычисляются из уравнения выражения констант нестойкости комплексных ионов, получим:

комплексные соединения

Концентрация ионов I– в обоих случаях одинакова, но в первом случае (К1 образуется осадок, а во втором случае (К2) – осадок не образуется. Поэтому можно записать:
K1 > ПР(АgI) – садок образуется; 
K2 < ПР(АgI) – садок не образуется.
Отсюда  К1 > K2.

Ответ: а).

Задача 738. 
Константы нестойкости ионов [Ag(NH3)2]+ и [Сd(NH3)2+  близки по значению (соответственно 9,3 . 10-8 и 7,6 . 10-8). Указать правильные соотношения концентраций свободного иона металла С(Ag+) и С(Cd2+) в растворах [Ag(NH3)2]Cl и [Сd(NH3)Cl2 одинаковой молярной концентрации, содержащих, кроме того, 0,1 моль/л МН3: а) С(Ag+) > С(Cd2+); б) С(Ag+) = С(Cd2+); в) С(Ag+) < С(Cd2+).
Решение:
Вторичная диссоциация комплексных ионов протекает по следующим уравнениям:

комплексные соединения

В присутствии избытка NH3, создаваемого в результате прибавления раствора аммиака, это равновесие смещено влево настолько, что количество NH3, образующегося при вторичной диссоциации, можно пренебречь. Тогда [NH3] = С(NH3 ) = 0,1 моль/л. По той же причине равновесная концентрация ионов [Ag(NH3)2]+ и [Сd(NH3)2+ может быть приравнена общей концентрации комплексной соли, т.е. ими можно пренебречь.
По условию задачи:

комплексные соединения

Отсюда выражаем концентрацию ионов Ag+ и Cd2+:

комплексные соединения

Так как  9,3 . 10-8 < 7,6 . 10-8, то К1 < K2.

Ответ: в).

Источник

Добавить комментарий