Химическая термодинамика (задачи, примеры, задания). Захаров И.В - 39 стр.

UptoLike

ВУЗ: 

МФТИ | Москва

Составители: 

Рубрика: 

39
Частным случаем гетерогенного равновесия является растворение
малорастворимых веществ
А
(тв)
⇔ А
р-р
.
Величина константы равновесия в этом случае совпадает с величиной
предельной растворимости, выраженной в единицах моль/л . Константой
гетерогенного равновесия является широко используемая в
аналитической химии величина произведения растворимости
малорастворимых солей,
(ПР). Так, произведение растворимости для
PbBr
2
, равное 4,5
.
10
−
6
М
3
при 25°C, численно равно величине
константы равновесия
PbBr
2(тв)
⇔ Pb
2+
(р-р)
+ 2Br
–
(p-p)
;
K = [Pb
2+
]
.
[Br
–
]
2
= ПР = 4,5
.
10
–6
(моль/л)
3
.
На практике чаще приходится сталкиваться с более сложными
случаями, когда в системе реализуется не одно, а два, три и более
химических равновесий. Так, диссоциация серной кислоты происходит
двухступенчато:
H
2
SO
4
⇔ H
+
+ HSO
4
–
;
K
HHSO
HSO
1
4
24
=
⋅
+−
[][ ]
[]
;
HSO
4
–
⇔ H
+
+ SO
4
2–
;
K
HSO
HSO
2
4
2
4
=
⋅
+−
−
[][ ]
[]
.
Расчет положения равновесия в такой системе сводится к расчету
четырех неизвестных величин –
[H
+
], [HSO
4
–
], [SO
4
2–
], [H
2
SO
4
]. Кроме
двух уравнений для констант равновесия, для расчета необходимы еще
два независимых уравнения.
Составить такие уравнения можно на основе закона сохранения
вещества. Отражающие этот закон уравнения называют
уравнениями
материального баланса
. Так как в состав серной кислоты входят три
элемента, можно составить три уравнения баланса - по водороду, по
кислороду, по сере:
1. 2[H
2
SO
4
]
0
= 2[H
2
SO
4
]
e
+ [HSO
4
–
]
e
+ [H
+
]
e
2. 4[H
2
SO
4
]
0
= 4[H
2
SO
4
]
e
+ 4[HSO
4
–
]
e
+ 4[SO
4
2–
]
e
2′. [H
2
SO
4
]
0
= [H
2
SO
4
]
e
+ [HSO
4
–
]
e
+ [SO
4
2–
]
e
    Частным случаем гетерогенного равновесия является растворение
малорастворимых веществ

          А(тв) ⇔ Ар-р .

Величина константы равновесия в этом случае совпадает с величиной
предельной растворимости, выраженной в единицах моль/л . Константой
гетерогенного  равновесия    является   широко    используемая    в
аналитической   химии    величина    произведения    растворимости
малорастворимых солей, (ПР). Так, произведение растворимости для
PbBr2 , равное 4,5.10−6 М3 при 25°C, численно равно величине
константы равновесия

          PbBr2(тв) ⇔ Pb2+(р-р) + 2Br –(p-p) ;

          K = [Pb2+].[Br –]2 = ПР = 4,5.10–6 (моль/л)3 .

     На практике чаще приходится сталкиваться с более сложными
случаями, когда в системе реализуется не одно, а два, три и более
химических равновесий. Так, диссоциация серной кислоты происходит
двухступенчато:

                                               [H+ ] ⋅ [HSO 4− ]
          H2SO4 ⇔ H +                   ; K1 =
                          +
                              HSO4–                              ;
                                                 [H2SO 4 ]
                                               [H+ ] ⋅ [SO 24 − ]
          HSO4–    ⇔ H +  +
                              SO42–     ; K2 =                    .
                                                 [HSO 4− ]

Расчет положения равновесия в такой системе сводится к расчету
                                +         –      2–
четырех неизвестных величин – [H ], [HSO4 ], [SO4 ], [H2SO4]. Кроме
двух уравнений для констант равновесия, для расчета необходимы еще
два независимых уравнения.
     Составить такие уравнения можно на основе закона сохранения
вещества. Отражающие этот закон уравнения называют уравнениями
материального баланса. Так как в состав серной кислоты входят три
элемента, можно составить три уравнения баланса - по водороду, по
кислороду, по сере:

          1. 2[H2SO4]0 = 2[H2SO4]e + [HSO4–]e + [H+]e
          2. 4[H2SO4]0 = 4[H2SO4]e + 4[HSO4–]e + 4[SO42–]e
          2′. [H2SO4]0 = [H2SO4]e + [HSO4–]e + [SO42–]e


                                   39

Страницы