Какое количество теплоты называется теплотой растворения ве- щества? Чем отличается от теплоты растворения энтальпия растворе- ния?
Как называются две стадии, на которые можно разделить (теоре- тически) процесс растворения вещества в воде? Какая из них для для солей является эндотермическим, а какая экзотермическим прцессом?
Почему все кислоты и щелочи растворяются в воде с выделением тепла, а большинство солей – с поглощением?
Найдите в справочнике соль, которая растворяется с выделением тепла и объясните причину его выделения.
Выведите формулу для вычисления теплоемкости калориметра при ее определении с помощью горячей воды.
Изобразите общий вид графика изменения температуры воды в калориметре, если в нем идет процесс экзотермического растворения.
Изобразите общий вид графика изменения температуры воды в калориметре, если в нем идет процесс эндотермического растворения.
Работа 12. ИОНООБМЕННЫЕ РЕАКЦИИ
В растворах электролитов реакции протекают между ионами, по- этому сущность протекающих процессов наиболее полно выражается при записи их уравнений в ионно-молекулярном виде. В таких уравне- ниях слабые электролиты, малорастворимые соединения и газы записы- ваются в молекулярной форме, а сильные электролиты – в виде ионов. Например, реакции нейтрализации записываются так:
HCl + KOH = KCl + H2O – молекулярное уравнение
H++ OH– = H2O – ионно-молекулярное уравнение,
из которого следует, что сущность этого процесса сводится к образова- нию из ионов водорода и гидроксид-ионов слабого электролита – воды.
Уравнения реакций:
BaCl2 + H2SO4 = + BaSO4 + 2HCl Ba(NO3)2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaNO3
сводятся к одному и тому же процессу образования малорастворимого вещества – сульфата бария:
4 4
Ba2+ + SO 2– = BaSO
Эти примеры показывают, что ионообменные реакции в растворах электролитов протекают в направлении связывания ионов, приводящего к образованию малорастворимых веществ (осадков или газов) или мо- лекул слабых электролитов:
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2
3
CO 2
+ 2H+ = H2O + CO2
В тех случаях, когда малорастворимые вещества или слабые элек- тролиты имеются как среди исходных веществ, так и среди продуктов реакции, равновесие смещается в сторону образования наименее рас- творимых или наименее диссоциирующих веществ. Например:
Mg(OH)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2O
Mg(OH) 2 + 2H + = Mg 2+ + 2H 2O
В этой реакции равновесие смещено в сторону образования более слабого электролита – воды, ионное произведение которой равно 10–14, тогда как ПР(Mg(OH)2) = 5,5·10–12. Доказательством этому служит расчет константы равновесия реакции (К). Реакция будет протекать в прямом
направлении, если К > 1. Запишем константу равновесия для реакции в ионном виде:
Mg(OH)2 ↓+ 2H+ = Mg2+ + 2H2O
[Mg 2 ] [H O]2
K 2
[Mg(OH) 2 ] [H ]
2
В выражение константы равновесия не входит концентрация твер- дого вещества и воды. Поэтому выражение константы можно преобра- зовать:
[Mg 2 ]
K
[H ]2
Помножим числитель и знаменатель дроби на [OH-]2 и получим следующее выражение:
[Mg 2 ] [OH ]2
K [H ]2 [OH ]2
Произведение в числителе дроби есть ничто иное как произведение растворимости гидроксида магния (ПР(Mg(OH)2), а в знаменателе – квадрат ионного произведения воды (Кw = [H+]·[OH-] = 10–14). Таким образом, константа равновесия ионообменной реакции имеет следую- щий вид:
K
2
К ПР(Mg(OH) 2 )
W
ПР(Mg(OH)2) = 5,5·10–12, Кw = 10–14. Подставим приведенные значе- ния в уравнение и получим значение константы равновесия:
5,5 10 12
К (1014 ) 2
5,5 1016
следовательно, реакция будет протекать в прямом направлении.
В любом случае можно показать, что константа равновесия ионо- обменной реакции есть отношение константы (или произведения кон- стант) реагентов (ПР, Кнест., Кд и т.д.) к константе (или произведения констант) продукта реакции с учетом стехиометрических коэффициен- тов перед соответствующими веществами в ионном уравнении реакции.
Например, для реакции:
CuS + 2HCl 4CuCl2 + H2S
ПР(CuS )
Д 2
К K (H S ) ,
где К Д(H 2S) =
K 1 К 2 ( K 1
– константа диссоциации H2S по первой сту-
Д Д Д
К
Д
пени, 2 – константа диссоциации H 2S по второй ступени).
Образование и растворение осадков можно объяснить, пользуясь правилом произведения растворимости: осадок выпадает, когда произ- ведение концентраций ионов превышает ПР; осадок растворяется, если произведение концентраций ионов не достигает величины ПР (концен- трации ионов при вычислении их произведения берутся в степенях, равных коэффициентам перед формулами ионов в схемах диссоциации).
Достарыңызбен бөлісу: |
