Гетерогенные равновесия
|
|
Скачать 303.83 Kb.
|
|
Глава VI Гетерогенные равновесияБиомедицинская значимость темыС общебиологической точки зрения интерес, проявляемый биологами и медиками к гетерогенным равновесиям, обусловлен в первую очередь тем обстоятельством, что клеточные мембраны представляют собой гетерогенные системы, отдельные компоненты которых могут находиться в жидкой и твердой фазах. Специфические функции биомембран в значительной степени зависят от фазового состояния и фазового равновесия в этих клеточных и субклеточных структурах. Процессы образования и растворения минеральных компонентов костной ткани также обусловлены сдвигами гетерогенного равновесия в организме. Дело в том, что минеральные компоненты костной ткани, основу которых составляет гидроксифосфат кальция Са5(РО4)3ОН, находятся в состоянии химического равновесия с ионами кальция и фосфата плазмы крови. Смещение этого равновесия под влиянием различных факторов может приводить к нарушению нормального хода обызвествления остеоидной ткани, т.е. к развитию рахита. При различных патологических состояниях в различных средах организма может начаться образование твердой фазы. Например, образование мочевых камней (оксалат кальция, фосфат кальция, урат кальция) при почечно-каменной болезни, образование холестериновых камней, билирубинокислого кальция, карбоната кальция при печеночно-каменной болезни, отложение карбоната кальция в стенке сосудов (кальциноз) и т.д. Глубокое понимание закономерностей образования и растворения малорастворимых солей в организме человека необходимо будущему врачу для осознанного принятия необходимых мер по профилактике и лечению нарушений минерального обмена при различных заболеваниях Закономерности наступления и смещения гетерогенных равновесий весьма важны также для решения вопросов об охране окружающей среды. Например, процессы осаждения и удаления химических загрязнений широко применяют в санитарно-гигиенической практике для очистки природных и сточных вод. Знание общих закономерностей протекания процессов в гетерогенных системах необходимо студентам для последующего изучения ряда вопросов биохимии, медицинской химии, нормальной и патологической физиологии, фармакологии, санитарии и гигиены, ряда клинических дисциплин. ^ Термодинамическая  и концентрационная Ksконстанты растворимости малорастворимого электролита. Гетерогенные равновесия возникают в гетерогенных системах, т.е. системах, состоящих из нескольких фаз, разделенных реальными физическими границами раздела фаз. Рассмотрим гетерогенную систему, состоящую из малорастворимого осадка сильного электролита и насыщенного раствора над ним, между которыми устанавливается динамическое химическое равновесие. При контакте осадка (например, BaSO4) с водой в системе протекают процессы: 1) растворения –– полярные молекулы Н2О часть ионов из кристаллической решетки BaSO4 переводят в жидкую фазу; 2) осаждения –– под влиянием электростатического поля кристаллической решетки BaSO4 часть ионов Ва2+ и  переходят из жидкой фазы в твердую, достраивая кристаллическую решетку соли.С течением времени скорость растворения станет равной скорости осаждения и установится динамические равновесие между кристаллическим осадком малорастворимой соли BaSO4 и его водным раствором, содержащим ионы Ва2+(p) и (p):BaSO4(к) ⇄ Ba2+(p) + (p) (1)Раствор, находящийся в равновесии с твердой фазой, состоящей из BaSO4, называют насыщенным относительно осадка. Такой раствор представляет собой равновесную гетерогенную систему. Охарактеризуем этот равновесный процесс количественно константой равновесия, применив к данной системе закон действующих масс. Так как BaSO4 является малорастворимым сильными электролитом (над осадком BaSO4 молекул нет, а только ионы) в законе действующих масс используем кажущуюся концентрацию (активность) a = fa С. Кхим.рав. =  (2)Знаменатель этой дроби –– активность кристаллического BaSO4 – является постоянной величиной, равной по определению единице. Произведение двух констант дает новую постоянную величину, которую называют термодинамической константой растворимости и обозначают  :=   (3)Эту величину часто называют произведением растворимости и обозначают ПР; это устаревшее обозначение. Таким образом, в насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита произведение равновесных активностей его ионов есть величина постоянная при данной температуре. Раствор, находящийся в равновесии с осадком BaSO4 является насыщенным, но сильно разбавленным. В разбавленных растворах сильных электролитов коэффициент активности fa 1, и a С. В таком случае активности ионов можно заменить их молярными концентрациями и термодинамическая константа растворимости перейдет в концентрационную константу растворимости Ks.Уравнение (3) будет иметь вид: Ks = C(Ba2+) C( ), (4)где С – равновесные концентрации катионов и анионов (моль/л) в насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита. Если малорастворимый сильный электролит образует при диссоциации несколько ионов, то в выражения и Ks входят активности (концентрации) ионов в соответствующих степенях.Примеры: Ag2CrO4 ⇄ 2Ag+ +  ; = a2(Ag+)a(); Ks = С2(Ag+)С() (5)PbCl2 ⇄ Pb2+ + 2Cl–; = a(Pb2+)a2(Cl–); Ks = С(Pb2+)С2(Cl–) (6)Для упрощенных расчетов пользуются концентрационными константами растворимости Ks, принимая fa = 1. Различные соотношения между величиной и произведением активностей ионов малорастворимого сильного электролита в растворе характеризуют насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные растворы. Для электролита AmBn можно записать следующие соотношения:
Пользуясь уравнениями (3 – 6), можно рассчитать равновесную концентрацию ионов в насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита. ^ Взаимосвязь между растворимостью и Количественно растворимость различных веществ выражается концентрацией насыщенных растворов. Растворимость данного вещества равна его молярной концентрации в насыщенном растворе (молярная растворимость вещества): S моль/л. Растворимость часто также выражают в граммах растворенного вещества на 100 г растворителя или в граммах растворенного вещества на 1 л раствора. Растворимость твердых веществ зависит от природы растворенного вещества, растворителя, температуры и т.д. Связь между величиной и растворимостью зависит от числа ионов, на которые распадается малорастворимый сильный электролит в растворе. Рассмотрим несколько примеров расчета молярной растворимости малорастворимого сильного электролита по величине его , при условии = Ksа) Бинарный электролит: AgCl(k) ⇄ Ag+(p)+ Cl–(p) Ks(AgCl)= C(Ag+) С(Cl–) = 1,8 10–10 В состоянии равновесия в соответствии с условием реакции: C(Ag+) = C(Cl–) = S(AgCl) Выразим величину Ks соли через значение ее растворимости: Ks(AgCl) = S2(AgCl), следовательно: S(AgCl) =  (моль/л)б) Трехионный электролит: Ag2CrO4(к) ⇄ 2Ag+(p) + (p);Ks(Ag2CrO4)= C2(Ag+) C( ) = 1,1 10–12В состоянии равновесия в соответствии с уравнением реакции : C( ) = S(Ag2CrO4);C(Ag+) = 2S(Ag2CrO4) Выразим величину Ks соли через значения ее растворимости Ks(Ag2CrO4) = (2S)2S = 4s3(Ag2CrO4), следовательно: S(Ag2CrO4) =  = 6,5 10–5 (моль/л)В общем виде зависимость между Ks и S малорастворимого сильного электролита типа AmBn выражается следующим уравнением: S (AmBn) =  (9)Сравнивая величину однотипных (1 моль разных малорастворимых сильных электролитов образует при растворении одинаковое число моль ионов) электролитов можно качественно оценить растворимость осадков.
^ Зная концентрации ионов в растворе, можно прогнозировать направление гетерогенного процесса. Если произведение концентраций ионов, образующих малорастворимый сильный электролит, в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, будет больше , то произойдет образование твердой фазы, т.е. осадка.Таким образом, условием образования осадка является превышение произведения концентрации ионов малорастворимого сильного электролита над величиной .Последовательность осаждения двух и более малорастворимых сильных электролитов определяется не величиной Ks, а равновесными концентрациями ионов над осадком, которые вычисляют из Ks. В первую очередь образуется осадок того малорастворимого сильного электролита, для которого концентрация одноименного иона будет меньше. В качестве примера рассмотрим последовательность осаждения фторида и оксалата кальция. (CaF2)= 4 10–11(CaC2O4)= 210–9Если брать за основу , то в первую очередь должен образоваться осадок CaF2, т.к.(CaF2)< (CaC2O4).Проверим это, рассчитав концентрацию ионов Са2+ в насыщенном растворе: CaC2O4 ⇄ Са2+  CaF2 ⇄ Са2+ + 2F–. При растворении каждого моля СаС2О4 в раствор переходит 1 моль ионов Са2+ и 1 моль ионов :( СаС2О4) = S2,где S – растворимость соли в моль/л: aСа2+ = S =  = 4,510–5 моль/лПри растворении моля CaF2 в раствор переходит 1 моль ионов Са2+ и 2 моль ионов F–: (CaF2)= aСа2+a2F– = S(2S)2 = 4S3aСа2+ = S =  = 0,8410–4моль/лДля СаС2О4 в его насыщенном растворе активность ионов Са2+ меньше, чем для CaF2. Поэтому в первую очередь образуется осадок СаС2О4. Процесс образования осадка можно расчленить на три основные стадии: ^ рост кристаллов из зародышей; 3) агрегация кристаллов с образованием поликристаллического осадка. Эти стадии протекают с разной скоростью. Это обстоятельство объясняет тот факт, почему при достижении условия: am(An+) an(Bm–)> не всегда сразу же образуется осадок AmBn: последняя стадия может требовать для своего завершения нескольких часов, а то и суток. Условием растворения осадка является неравенство: am(An+) an(Bm–)< ,т.е. растворение осадка малорастворимого электролита происходит при условии, что произведение активностей его ионов меньше .Растворение осадка или сдвиг равновесия вправо может быть осуществлен с помощью любого метода уменьшения концентрации свободных ионов An+ или Bm–: 1) связыванием этих ионов в другой менее растворимый осадок, 2) связыванием ионов металла в комплекс, 3) связыванием аниона в малодиссоциированную кислоту, 4) окислением или восстановлением катиона или аниона. ^ В реальных системах редко приходится сталкиваться со случаями, когда имеет место только одно гетерогенное равновесие. Присутствие в биологических жидкостях большого числа ионов приводит к тому, что одновременно могут образовываться несколько малорастворимых электролитов. В общем случае катион М+ может образовывать два малорастворимых электролита с анионами А– и В–: МА и МВ. При (MA) = (MB) и равных исходных концентрациях А– и В– будет происходить одновременное образование МА и МВ в равных количествах.При (MA) > (MB) и сопоставимых концентрациях анионов происходит преимущественное образование МВ. Отсюда следует, что чем меньше , тем раньше (т.е. при меньшей концентрации) начнет выпадать осадок. Например, (CaSO4) = 2,510–5; (SrSO4) 3,210–7. Концентрация ионов кальция, при которой начнется образование твердой фазы из раствора с C() = 0,01 моль/л будет равна С(Са2+) =  = 2,5 10-3 моль/л. Аналогично, С(Sr2+) =  = 3,2 10-5= моль/л. При концентрациях C()= 0,01 моль/л и С(Са2+) =C(Sr2+) = 10–4 моль/л будет образовываться SrSO4, а не CaSO4:C( )C(Sr2+)>Ks(SrSO4), a C()C(Ca2+)s(CaSO4)(Сделано допущение, что = Ks)Благодаря этому самопроизвольно протекает процесс перевода малорастворимого соединения (CaSO4) в еще более малорастворимое соединение (SrSO4):  При добавлении с системе, содержащей осадок МА(CaSO4) в равновесии с насыщенным раствором, иона, образующего еще более малорастворимый электролит МВ(SrSO4), происходит переход МА МВ. Таким образом, конкуренцию за общий ион «выигрывает» тот малорастворимый электролит, который имеет меньшее значение .Сравнение значений имеет смысл только в том случае, если рассматриваемые электролиты дают при диссоциации одинаковое число ионов. Например: а) Agl, AgCl, CaSO4, BaSO4 б) Ag2CrO4, PbCl2, Pbl2, Ag2CO3 в) Ca3(PO4)2, Ba3(PO4)2, Mg3(PO4)2.При рассмотрении однотипных конкурирующих гетерогенных равновесии с участием разнотипных электролитов (например, Са3(РО4)2 и CaSO4, математический аппарат значительно усложняется. ^ Параллельно с гетерогенными равновесиями в реальных системах могут иметь место:
а) Влияние равновесия с образованием комплексного соединения на гетерогенное равновесие. Присутствие веществ, способных образовывать с ионами, входящими в состав осадка, прочные комплексные соединения, значительно изменяет условия образования осадка. Чем прочнее образуется комплексное соединение (чем меньше константа нестойкости), тем больше будет сдвинуто равновесие в сторону образования комплекса, т.е. растворения осадка. В качестве примера рассмотрим систему из двух разнотипных равновесий: I. AgCl ⇄ Ag+ + Cl–; (AgCl) = 1,110–10II. [Ag(NH3)2]+ ⇄ Ag+ + 2NH3 Кнест. [Ag(NH3)2]+ = 6,8 10–8 Расчеты, выходящие за рамки настоящего пособия, указывают на то, что aAg+ над осадком в гетерогенной системе 1 гораздо больше, чем aAg+ в растворе, обусловленная диссоциацией комплексного иона. Из этого следует, что если через насыщенный раствор AgCl (гетерогенное равновесие I) пропустить аммиак, то это вызовет образование комплексного иона [Ag(NH3)2]+ и как, следствие, возникнет новое равновесие, обусловленное диссоциацией комплексного иона [Ag(NH3)2]+ (равновесие II). В результате образования комплексного иона активность ионов Ag+ в растворе уменьшится, что повлечет за собой растворение осадка AgCl. По мере добавления новых порций аммиака можно полностью растворить осадок AgCl. В общем виде процесс растворения осадка в комплексообразующих реагентах (комплексантах) можно выразить схемой:  МА – малорастворимый сильный электролит, Z – лиганд, [M(Z)n]+ – катион растворимой комплексной соли. б) Влияние кислотно-основного равновесия на гетерогенное равновесие. Рассмотрим теперь с позиций химического равновесия растворение осадка с образованием малодиссоциированной слабой кислоты. Иначе говоря, это процесс растворения осадка в кислотах:  Растворяющую кислоту НХ считаем сильной и, следовательно, реакция растворения определяется двумя равновесными процессами: I – растворение малорастворимого сильного электролита МА (осадка) и II – диссоциация слабой кислоты НА. С возрастанием  равновесие II сдвигается в сторону образования слабой кислоты НА, что влечет за собой повышение растворимости малорастворимого сильного электролита МА. При определенном значении рН может произойти полное растворение осадка.в) Влияние окислительно-восстановительного равновесия на гетерогенное равновесие. Растворение осадков может происходить в результате изменения степени окисления какого-либо элемента, входящего в состав твердой фазы, т.е при протекании окислительно-восстановительных процессов. В этом случае растворимость осадка определяется соотношением соединений высшей и низшей степени окисления. Например, Hg2Сl2 растворяется под действием окислителя Н2О2, так как растворимость хлорида высшей степени окисления Hg2Сl2 значительно выше. В некоторых случаях растворимость осадка связана с переходом в другую степень окисления аниона. Например, растворение сульфидов в азотной кислоте связано с окислением сульфид-ионов до сульфатов (S2– ), с которыми большинство катионов дает хорошо растворимые соединения.Для осадка со свойствами восстановителя нужно подобрать достаточно сильный окислитель, а для осадка со свойствами окислителя – сильный восстановитель. Например, для растворения СаС2О4 лучше взять KMnO4, чем I2, так как  = – 0,49В;  = 1,51В;  = 0,5В. В первом случае E0 = 1,51 – (-0,49) = 2,0B, а во втором всего E0 = 0,5 – (-0,49) = 0,99B, т.е. в 2 раза меньше.^ В организме человека образование костной ткани это наиболее важный гетерогенный процесс с участием неорганических соединений. Основным минеральным компонентом костной ткани является гидроксифосфат кальция Ca5(PO4)3OH. Часть ионов Ca2+ замещена ионами Mg2+, а очень незначительная часть ионов OH– замещена ионами фтора, которые повышают прочность кости. Образование Ca5(PO4)3OH из слабощелочных растворов в опытах “in vitro” можно объяснить следующим образом. Известно, что при физиологическом значении рН крови (7,4) в системе сосуществуют ионы  и  . Сопоставление значений констант растворимости (СаНPO4) = 2,710–7 и Ca(Н2PO4)2= 110–3, указывает на то, что в первую очередь в присутствии ионов Ca2+ образуется осадок CaHPO4:Ca2+ + ⇄ CaHPO4Затем образующееся соединение претерпевает следующие изменения: 3CaHPO4 + 2OH– + Ca2+⇄ Ca4Н(PO4)3 + 2H2O Са3(РО4)2СаНРО4 Ca4H(PO4)3 + 2OH– + Ca2+⇄ Ca5(PO4)3ОН + Н2О Растворимость в ряду CaHPO4Ca4H(PO4)3Ca5(PO4)3OH постоянно понижается, что и способствует образованию последнего соединения: Са3(РО4)2 = 210–29, Са5(РО4)3ОН = 1,610–58Несомненно, процессы осаждения фосфатов кальция, лежащие в основе формирования костной ткани в организмах, намного сложнее. В плазме крови концентрация ионов кальция составляет 0,0025М, а фосфатов – 0,001М. В плазме только половина кальция находится в ионизированном состоянии, другая половина связана с белками. Если учесть, что при рН 7,4 только 30% фосфатов находится в форме и 70% в форме , то легко можно вычислить, что произведение концентраций ионов Са2+ и в плазме крови практически совпадает с величиной (CaHPO4). Иными словами, плазма крови представляет собой почти насыщенный раствор гидрофосфата кальция (CaHPO4), который находится в динамическом равновесии с неорганическими составными частями костной ткани. Если произведение концентраций ионов Са2+ и в крови повышается, то происходит обызвествление, если оно понижается, то уменьшается содержание неорганических компонентов в костях.Клетки костной ткани могут легко ускорять либо отложение либо растворение минеральных компонентов при локальных изменениях рН, концентрации ионов Са2+ или и комплексообразующих соединений. Так, при увеличении концентрации ионов Са2+ в плазме крови наблюдается сдвиг равновесия, приводящий к отложению кальция в костной ткани. Наоборот, снижение концентрации ионов Са2+ в плазме крови также вызывает сдвиг равновесия, но сопровождающийся уже растворением минеральных компонентов костной ткани. Например, при рахите из-за недостаточности всасывания ионов Са2+ из желудочно-кишечного тракта концентрация ионов Са2+ в плазме крови поддерживается постоянной за счет мобилизации (высвобождения) ионов Са2+ из неорганических компонентов костей.Благодаря такому явлению, как изоморфизм, вместе с кальциевыми солями могут осаждаться в костной ткани соли и других катионов, близких по своим свойствам иону кальция: бериллия, стронция, бария. Присутствие даже небольшого количества бериллия в окружающей среде приводит к заболеванию – бериллозу (бериллиевый рахит). Дело в том, что ионы Ве2+ вытесняют ионы Са2+ из костной ткани, вызывая ее размягчение. Ионы стронция образуют нерастворимые соединения с теми же анионами, что и Са2+, термодинамические характеристики их очень близки. В природе существует феномен «дискриминации» стронция в пользу кальция: соотношение Ca/Sr в растениях в 2 раза больше, чем в почве, на которой они произрастают, но еще больше увеличивается (в 5-10 раз) в организме животных, потребляющих в пищу эти растения. Тем не менее, часть ионов Sr2+ включается в состав костной ткани. Избыток стронция вызывает ломкость костей (стронциевый рахит). Особую опасность представляет собой радионуклид стронций-90 (период полураспада 27,7 года, чистый – излучатель). Источниками стронция-90 являются радиоактивная пыль, питьевая вода, растительная и молочная пища. Оседая в костях, Sr90 облучает костный мозг и нарушает костномозговое кроветворение. В организме человека, помимо фосфатов, ионы Са2+ могут образовывать и другие малорастворимые соединения. При различных нарушениях обмена веществ могут локально повышаться концентрации некоторых ионов. Так, например, при повышении концентрации оксалат-ионов в организме могут образовываться отложения оксалата кальция, так называемые оксалатные камни. Они образуются в почках и мочевом пузыре и служат причиной мочекаменной болезни. Кроме оксалата кальция, в состав мочевых камней наиболее часто входят фосфат кальция и урат кальция (соль мочевой кислоты).Основным принципом лечения мочекаменной болезни является извлечение из конкрементов (камней) кальция с переводом его в растворимые соединения. Наиболее принятым приемом такого извлечения является воздействие на камень тех или иных комплексообразователей, взаимодействующих с ионами двухвалентных металлов, входящими в состав камней. Примерами таких комплексообразователей являются этилендиаминтетрауксусная кислота (ЭДТА) и ее соли, а также лимонная кислота и ее соли. ^
^ Работа № 1 . Получение гетерогенных систем «осадок – раствор» и смещение равновесия в гетерогенных системах «осадок – раствор» Цель работы: приобрести навыки получения гетерогенных систем «осадок – раствор» и провести экспериментальные исследования смещения равновесия в гетерогенных системах «осадок – раствор». Задание 1. Изучить условие образования осадка малорастворимого сильного электролита. В 2 пробирки наливают по 2 мл раствора соли Са2+ с концентрацией 0,01 моль/л. В одну из пробирок добавляют 2 мл раствора Na2C2O4, в другую 2 мл раствора Na2SO4 (концентрация каждого из растворов 0,01 моль/л). Отмечают изменения, происходящие в пробирках.
Напишите уравнения соответствующих реакций. Сделайте вывод об условиях образования осадков малорастворимых сильных электролитов. Задание 2. Изучить влияние конкурирующих равновесий на гетерогенное равновесие «осадок-раствор». Опыт 1. Смещение гетерогенного равновесия в направлении образования менее растворимого соединения. В одну из 2-х пробирок наливают 2 мл раствора BaCl2 с концентрацией 0,5 моль/л и 2 мл насыщенного раствора CaSO4. В другую пробирку наливают 4 мл насыщенного раствора CaSO4. Обе пробирки нагревают почти до кипения. Заполните таблицу.
Напишите соответствующие реакции и сделайте вывод о направлении смещения гетерогенного равновесия. Опыт 2. Смещение гетерогенного равновесия за счет образования комплексных соединений. Наливают в 2 пробирки по 10 капель CuCl2 и CrCl3 с концентрацией 0,5 моль/л. В каждую пробирку добавляют по несколько капель разбавленного раствора КОН до образования осадка, избегая избытка щелочи. Затем к полученному осадку добавляют по каплям концентрированный раствор КОН. Отмечают сколько капель щелочи нужно в каждом случае для растворения осадка. Напишите уравнения соответствующих реакций. Сделайте вывод о направлении и степени смещения гетерогенного равновесия. Опыт 3. Смещение гетерогенного равновесия в направлении образования малодиссоциированной кислоты. Определяют отношение BaSO4 и BaCO3 к уксусной кислоте. В 2 пробирке наливают по 5 – 6 капель раствора BaCl2, затем добавляют в одну пробирку 5 – 6 капель Na2SO4, в другую столько же Na2CO3. К содержимому обеих пробирок приливают 10 – 12 капель раствора СН3СООН. Отмечают разницу в поведении образовавшихся малорастворимых солей бария по отношению к уксусной кислоте. Напишите уравнения соответствующих реакций. Сделайте вывод о направлении и условиях смещения гетерогенного равновесия. КдисI Н2СО3 = 4,510–7 КдисII Н2SО4 = 1,1510–2 КдисII Н2СО3 = 4,710–11 Кдис CH3COOH = 1,8510–5 ^
а) моль/дм3 б) моль/л в) дм3/л г) г/л ?
а) хлорид серебра б) нитрат серебра в) сульфат серебра г) бромид натрия ?
а) а(AgI)тв = 1 б) = К а(AgI)твв) а(AgI)тв = К г) = a(Ag+) а(I–) ?
а) =C(Ag+)C() б) =2a(Ag+)a()в) =a2(Ag+)+a() г) =a2(Ag+)a() ?
а) а3(Са2+)а2(  ) =б) 3а(Са2+)2а() <в) а3(Са2+)а2( ) > г) а3(Са2+)а2() < ?
а) C(Ag+) = 110–7 и C(Cl–) = 110–5 б) C(Ag+) = 510–7 и C(Cl–) = 510–3 в) C(Ag+) = 510–7 и C(Cl–) = 510–3 г) C(Ag+) = 310–5 и C(Cl–) = 310–5 ?
а) BaSO4, Ba3(PO4)2, Ag2CO3 б) AgCl, CaCO3, SrSO4 в) MgCl2, Na2SO4, FeCl2 г) PbS, PbSO3, PbSO4
а) CaCO3, CaC2O4, CaSO4 б) CaC2O4, CaCO3, CaSO4 в) CaC2O4, CaSO4, CaCO3 г) CaSO4, CaC2O4, CaCO3
а)  б)  в)  г)  ?
а) Ag2SO4( =7,710–5) б) PbCl2(=1,710–5)в) PbI2( = 8,710–9) г) PbF2(=3,710–8)
а) увеличить концентрацию ионов Mg2+ или ОН– б) уменьшить концентрацию ионов Mg2+ или ОН– в) добавить HCl г) добавить NaOH
а) кислотно-основные б) окислительно-восстановительные в) с образованием комплексных соединений г) нет правильного ответа
а) 110–8 б) 110–16 в) 110–4 г) 110–12
а) 5,110–4 б) 1,610–4 в) 5,110–5 г) 1,610–5
а) Са3(РО4)2 б) Са(Н2РО4)2 в) Са5(РО4)3ОН г) СаНРО4 ЗАДАЧИ
Ответ : выпадет ; C(Ag+) C(Cl–)= 510–7 > 1,810–10
Ответ: выпадет; 6,710–9 > 8,310–17
Ответ: 1,710–12
Ответ: 1,2610–4 моль/л; 3,810–2 г/л
Ответ: 2,07 г ^ Задача 1. После осаждения BaSO4, который использовали при рентгеноскопии, осталось 1,5 л насыщенного раствора при t = 250С. Вычислить массу BaSO4 в этом растворе. Решение В насыщенном растворе устанавливается равновесие: BaSO4 ⇄ Ba2+ + Обозначим за х концентрацию ионов Ва2+: С(Ва2+) = C( ) = х моль/лТак как соль малорастворима, то концентрация ионов мала и I0, f 1, KsKs = С(Ва2+) C( ) = х2С(Ва2+) = C( ) =  Из справочника находим, что (BaSO4) = 1110–10.Количество вещества BaSO4 n(BaSO4)=C(Ba2+) Vраствора, а масса m(BaSO4) = C(Ba2+) V раствора M(BaSO4). Подставив значения, получим: m =  1,5233 = 3,710–3(г)Ответ: m(BaSO4) =3,710–3 г Задача 2. Осаждают Са3(РО4)2 из 0,001 М раствора соли Са2+. Рассчитать минимальную концентрацию ионов в растворе необходимую для получения этого осадка.Решение: Схема равновесия в насыщенном растворе над осадком Са3(РО4)2: Са3(РО4)2⇄ 3Ca2+ +  Константа растворимости Са3(РО4)2: Ks(Са3(РО4)2) = [Ca2+]3 [  ]2откуда: [ ]=  Из справочника находим, что (Са3(РО4)2) = 210–29.Так как концентрация ионов в растворе мала, то принимаем = Ks.Тогда [ ]=  = 1,4110–10 моль/лОтвет: осадок образуется при [ ]> 1,4110–10моль/лЗадача 3. Образуется ли осадок СаС2О4, если к насыщенному раствору CaSO4 добавить равный объем раствора Na2C2O4 с концентрацией 110–7 моль/л ? Решение: Схема равновесия в насыщенном растворе над осадком CaSO4: СаSО4⇄ Ca2+ +  Обозначим через х концентрацию каждого из ионов [Ca2+] = [ ] = х моль/л, тогдаKs(CaSO4) = x2 [Ca2+] =  моль/лПоскольку при смешивании исходных растворов общий объем раствора возрастает вдвое, то концентрации ионов уменьшаются в 2 раза. Найдем произведение концентраций ионов Са2+ и и сравним его с константой растворимости оксалата кальция. Условием образования осадка СаС2О4 является:[Ca2+][ ] > KsИз справочника найдем СаSО4 и (СаC2О4) ;СаSО4 = 2,510–5 ; (СаC2О4) = 2,610–9В разбавленных растворах = Ks;[Ca2+] =  ; [] =  ;[Ca2+][ ]= 1,2510–10Ответ: осадок не образуется, так как 1,2510–10 < 2,610–9 Задача 4. Растворимость PbI2 при 250С равна 0,581 г/л. Вычислить Ks(PbI2) при 250С. M(PbI2)= 461,0 г/моль. Решение Схема равновесия в насыщенном растворе над осадком PbI2 PbI2⇄ Pb2+ + 2I– (1) Константа растворимости PbI2 Ks(PbI2) = [Pb2+] [I–]2 (2) Установим связь между Ks и растворимостью PbI2 (S моль/л). Из уравнения (1) видно, что при растворении 1 моль PbI2 в раствор переходит 1 моль Pb2+ и 2 моль I– – ионов. Следовательно, если растворяется S моль/л PbI2, то в насыщенном растворе: [Pb2+] = Sмоль/л; [I–]= 2S моль/л Подставив эти значения в уравнение (2), получим: Ks(PbI2) = S (2S)2 = 4s3 (3) Выразим растворимость PbI2 в моль/л. Поскольку молярная масса (PbI2) равна 461 г/моль, то растворимость PbI2, выраженная в моль/л, равна S =  = 1,2610–3 моль/лПо уравнению (3) найдем Ks(PbI2): Ks(PbI2) = 4(1,2610–3)3 = 810–9 Ответ: Ks(PbI2) =810–9 Задача 5. Константа растворимости Cr(OH)3 равна 5,410–31 при 200С. Вычислить растворимость Cr(OH)3 (в моль/л и в г/л) при 200С. M(Cr(OH)3)= 103 г/моль. Решение Схема равновесия в насыщенном растворе над осадком Cr(OH)3: Cr(OH)3⇄ Cr3+ + 3OH– (1) Константа растворимости Cr(OH)3: Ks(Cr(OH)3) = [Cr3+] [OH–]3 (2) Установим связь между Ks и растворимостью Cr(OH)3 (S моль/л). Из уравнения (1) видно, что при растворении 1 моль Cr(OH)3 в раствор переходят 1 моль Cr3+ и 3 моль ОН– –– ионов. Следовательно, если растворяется S моль/л Cr(OH)3, то в насыщенном растворе: [Cr3+] = S моль/л, [OH–] = 3S моль/л Подставив эти значения в уравнение (2), получим: Ks(Cr(OH)3) = S (3S)3 = 27S4 Откуда:  =1,1910–8 моль/лПоскольку молярная масса Сr(OH)3 равна 103 г/моль, то растворимость Сr(OH)3, выраженная в г/л, составит: 1,1910–8103 = 1,2210–6 г/л Ответ: 1,1910–8 моль/л; 1,2210–6 г/л ^ Биомедицинская значимость темыВнутренняя среда животных и человека обладает ионной проводимостью. В проведении электрического тока участвуют как неорганические, так и органические ионы. Лучше всего проводят электрический ток биологические жидкости и ткани, содержащие относительно большие концентрации высокоподвижных ионов. Это кровь, лимфа, мышечная ткань. Плохими проводниками электрического тока являются нервная ткань, кожа, сухожилия. Костная ткань является диэлектриком. В организме животных и человека электрический ток распространяется по пути наименьшего омического сопротивления, главным образом по межклеточным пространствам, кровеносным и лимфатическим сосудам, мышцам. Электрическая проводимость кожи и внутренних органов может измениться при различных патологических состояниях. Например, при воспалительных процессах электрическая проводимость тканей уменьшается, так как набухание клеток приводит к уменьшению сечения межклеточного пространства. Явление электрической проводимости лежит в основе метода электротерапии. К электротерапевтическим методам лечения относятся электростимуляция, гальванизация, лечебный электрофорез и т.д. В саниратно-гигиенических лабораториях метод кондуктометрии используется для контроля процесса очистки и качества воды, содержания вредных примесей в воздухе, воде и пищевых продуктах. В фармацевтической практике кондуктометрическое титрование применяется для количественного определения ряда лекарственных препаратов. Будущему врачу важно знать основные положения теории электрической проводимости растворов электролитов и уметь применять эти знания на практике. Знание темы необходимо студентам для последующего изучения ряда вопросов биохимии, фармакологии, нормальной и патологической физиологии, санитарии и гигиены, физиотерапии. ^ Все проводники электрического тока делятся на 2 класса: 1. Проводники первого рода –– это электронные проводники, т.е. такие проводники, в которых переносчиками заряда (электрического тока) являются электроны. К проводникам первого рода относятся металлы. 2. Проводники второго рода –– это ионные проводники, т.е. такие проводники, в которых переносчиками заряда являются ионы. К проводникам второго рода относятся электролиты, т.е. такие вещества, которые в растворах или расплавах проводят электрический ток. Все проводники второго рода делятся на сильные и слабые электролиты. Теория сильных электролитов исходит из допущения полной диссоциации электролита на ионы. В растворе сильного электролита количественной характеристикой межионного взаимодействия являются коэффициент активности раствора. В концентрированных растворах сильных электролитов fa<<1, в бесконечно разбавленных растворах сильных электролитов fa1. Теория слабых электролитов исходит из того, что в растворе существует равновесие между ионизированной и неионизированной формами слабого электролита: КA ⇄ К+ + A–, которое сдвигается вправо по мере увеличения разбавления. Количественной характеристикой способности слабого электролита к диссоциации является степень диссоциации – . В концентрированных растворах слабых электролитов <<1, в бесконечно разбавленных растворах слабых электролитов 1. |
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
0,01
. Какие выражения верны при расчете
Ваша оценка этого документа будет первой.
Ваша оценка:
Похожие:
База данных защищена авторским правом ©MedZnate 2000-2016
allo, dekanat, ansya, kenam
обратиться к администрации | правообладателям | пользователям
allo, dekanat, ansya, kenam
обратиться к администрации | правообладателям | пользователям