Мы поможем в написании ваших работ!



ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Эквивалент, фактор эквивалентности, молярная концентрация эквивалентов

Поиск

Пример 2. Вычислите молярную концентрацию эквивалентов ортофосфорной кислоты в 20%-ном растворе H3PO4, плотность которого 1,020 г/см3, учитывая уравнение

H3PO4 + 3KOH = K3PO4 + 3H2O.

Решение. Молярная концентрация эквивалентов вещества х (символ Сэкв (х), единица измерения моль/м3 или моль/л) определяется количеством вещества эквивалентов nэкв(х), находящихся в 1 л раствора.

Молярная концентрация эквивалентов зависит от реакции, так как одно и то же вещество в различных реакциях может иметь разные значения эквивалентного числа.

1. Рассчитываем фактор эквивалентности H3PO4 в данной реакции.

Реагент КОН обменивает с одной формульной единицей 1 ФЕ (H3PO4) три гидроксильные группы ОН, каждая их которых эквивалентна иону Н+. Следовательно, эквивалентное число Z (H3PO4) = 3, фактор эквивалентности f(H3PO4) = .

2. Рассчитываем молярную массу эквивалентов.

Молярная масса эквивалентов H3PO4 равна произведению фактора эквивалентности H3PO4 на молярную массу H3PO4 (98 г/моль):

Мэкв(H3PO4) = f(H3PO4) · = 1/3 · 98 = 32,66 г/моль

3. Вычислим массу 1 л раствора, исходя из значений плотности:

m = υ · ρ = 1000 мл · 1,020 г/см3 = 1020 г.

Содержание H3PO4 в 1 л раствора найдем из пропорции:

в 100 г раствора H3PO4 содержится 20 г H3PO4;

в 1020 г раствора H3PO4 содержится х г H3PO4,

х = г.

4. Определим количество вещества эквивалентов H3PO4 в 1 л раствора.

Количество вещества эквивалентов показывает количество вещества (в молях), в котором частицами являются эквивалентны (реальные или условные частицы вещества).

Количество вещества эквивалентов H3PO4 в 1 л раствора получим делением числа граммов H3PO4 в 1 л раствора на молярную массу эквивалентов H3PO4:

nэкв3PO4) = моль,

т.е. получим 6,25 моль вещества.

Значит Сэкв (H3PO4, Н2О, f = ) = 6,25 моль/л или 6,25Н H3PO4, т.е. 1 л этого раствора содержит 6,25 моль эквивалентов ортофосфорной кислоты.

Пример 3. Учитывая уравнение реакции

KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O,

Рассчитайте фактор эквивалентности f(KOH) и f(H2SO4). Определите молярную концентрацию эквивалентов раствора серной кислоты H2SO4, если на нейтрализацию 24,5 мл кислоты потребовалось 23,0 мл раствора гидроксида калия KOH, Сэкв(KOH) = 0,15 моль/л.

Решение. Растворы различной молярной концентрации эквивалентов взаимодействуют в объемах, обратно пропорциональных их молярным концентрациям эквивалентов.

Зная молярную концентрацию эквивалентов одного из двух реагирующих растворов и их объемы, определяем молярную концентрацию эквивалентов второго раствора:

или Сэкв(А) · Vp(A) = Cэкв(В) · Vp(B),

1. Рассчитаем фактор эквивалентности f(KOH) и f(H2SO4). Реагент KOH обменивается с одной формульной единицей 1 ФЕ H2SO4 одну гидроксильную группу ОН, которая эквивалентна иону Н+. Следовательно, эквивалентное число Z(H2SO4) = 1, фактор эквивалентности f(H2SO4) = 1.

Эквивалентное число Z(KOH) = 1, f(KOH) = 1.

2. Вычислим молярную концентрацию эквивалентов раствора H2SO4.

, отсюда

Сэкв2SO4, Н2О, f = 1) = =

=0,14 моль/л или 0,14Н H2SO4.

Пример 4. Определить массу (г) перманганата калия KMnO4, необходимую для приготовления 0,5 л 0,2н раствора, предназначенного для изучения окислительных свойств вещества в кислой среде

MnO4 + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O.

Решение.

1. Определим фактор эквивалентности f(KMnO4).

Ионно-электронное уравнение полуреакции показывает, что степень окисления марганца изменяется от +7 до +2. Одна формульная единица MnO4 присоединяет пять электронов, поэтому эквивалентное число Z(MnO4) = 5. Следовательно, эквивалентное число KMnO4 равно Z(KMnO4) = 5, фактор эквивалентности f(KMnO4) = . Молярная масса KMnO4 равна = 158 г/моль.

2. Вычислим массу KMnO4 необходимую для приготовления 0,5 л 0,2н раствора.

Молярная концентрация эквивалентов Сэкв(х) равна отношению количества вещества эквивалентов nэкв(х) к объему раствора Vp:

,

где mx – масса вещества (г);

f(x) – фактор эквивалентности;

Мх – молярная масса вещества, г/моль;

Vp – объем раствора (л).

Отсюда можно рассчитать массу вещества:

,

г.

Ответ: Для приготовления 0,5 л 0,2н раствора необходимо взять 3,16 г KMnO4.

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

121. Определите массовую долю (в%) некоторой соли в растворе, приготовленном из 10 г соли и 190 г воды.

Ответ: 5%.

122. Рассчитайте молярную концентрацию (моль/л) хлорида марганца (II) MnCl2, если в 200 мл раствора содержится 2,52 г разбавленного вещества.

Ответ: 0,1М.

123. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалентов (моль/л) хлорида цинка ZnCl2, в 200 мл раствора которого содержится 1,83 г этого вещества. Реакция протекает по уравнению:

ZnCl2 + 4NaOH = Na2[Zn(OH)4] + 2NaCl.

Ответ: 0,3 моль/л.

124.Определите массу (г) перманганата калия KMnO4, необходимую для приготовления 1,5 л 0,3н раствора, предназначенного для изучения окислительных свойств этого вещества в нейтральной среде:

MnO4 + 3e + 2H2O = MnO2 + 4OH.

Ответ: 23,7 г.

125. Вычислите титр 40%-ного раствора серной кислоты H2SO4 плотностью ρ = 1,307 г/см3.

Ответ: = 0,5228 г/мл.

126. Реакция протекает по уравнению:

3Ba(OH)2 + 2H3PO4 = Ba3(PO4)2 + 6H2O.

Вычислите фактор эквивалентности f(Ba(OH)2) и f(H3PO4). Определите, какой объем ортофосфорной кислоты H3PO4, Сэкв (H3PO4) = 0,7 моль/л необходим для нейтрализации 30 мл раствора гидроксида бария Ba(OH)2, титр которого 0,0960 г/мл.

Ответ: 48 мл.

127. Рассчитайте массу глюкозы С6Н12О6 и воды, необходимых для приготовления 200 г 5%-ного раствора.

Ответ: 10 г глюкозы, 190 г воды.

128. Определите массу (г) нитрата никеля Ni(NO3)2, содержащегося в 200 мл 0,125М раствора Ni(NO3)2.

Ответ: 4,6 г.

129. Реакция протекает по уравнению:

Cr(NO3)3 + 3NaOH = Cr(OH)3 + 3NaNO3.

Вычислите молярную концентрацию эквивалентов нитрата хрома Cr(NO3)3, в 3 л которого содержится 52,2 г этого вещества.

Ответ: 0,22н.

130. Определите массу (г) дихромата калия K2Cr2O7, необходимую для приготовления 1 л 2н раствора, предназначенного для изучения окислительных свойств этого вещества в кислой среде:

Сr2O72– + 6e + 14H+ = 2Cr3+ + 7H2O.

Ответ: 98 г.

131. Вычислите титр раствора гидроксида калия KOH, полученного при растворении 25 г KOH и 160 г воды, если плотность раствора равна 1,24 г/см3.

Ответ: ТKOH = 0,1675 г/мл.

132. Реакция протекает по уравнению:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O.

Рассчитайте фактор эквивалентности f(Zn(OH)2) и f(HCl). Определите, какой объем раствора соляной кислоты HCl, Сэкв(HCl) = 0,1 моль/л необходим для нейтрализации 8 мл гидроксида раствора цинка Zn(OH)2, титр которого 0,0720 г/мл?

Ответ: 112 мл.

133. Смешали 200 г 2%-ного раствора и 300 г 12%-ного раствора хлорида кальция CaCl2. Определите массовую долю СaCl2 в полученном растворе.

Ответ: 8%.

134. Определите массу (г) сульфита натрия Na2SO3, необходимую для приготовления 0,4 л 0,6н раствора, предназначенного для изучения восстановительных свойств этого вещества в щелочной среде

SO32– + 2OH – 2e = SO42– + H2O.

Ответ: 15,12 г.

135. Сколько граммов кристаллогидрата хлорида бария (BaCl2·2H2O) надо взять для приготовления раствора объемом 0,5 л, в котором массовая доля BaCl2 составляет 0,1 (10%-ный раствор)? Плотность раствора ρ = 1,090 г/см3.

Ответ: 63,92 г.

136. Вычислите молярную концентрацию эквивалентов соляной кислоты в 80 мл раствора, содержащего 3,6 г НСl, вступившей в реакцию по уравнению:

2HCl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2H2O.

Ответ: 1,2н.

137. Вычислите массовую долю (%) Mn(NO3)2 в 0,57М растворе Mn(NO3)2, если плотность этого раствора равна ρ = 1,060г/см3.

Ответ: 9,6%.

138. Для проведения реакции Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O использовали раствор карбоната натрия (Na2CO3), полученный при растворении 10,6 г соли в одном литре воды. Вычислите молярную концентрацию эквивалентов карбоната натрия в растворе.

Ответ: 0,2н Na2CO3.

139. Из 800 г 2%-ного раствора соляной кислоты HCl выпарили 300 г воды. Рассчитайте массовую долю (%) HCl в оставшемся после выпаривания растворе.

Ответ: 3,2%.

140. Рассчитайте массу K2CO3 (г), необходимую для приготовления 100 мл 10%-ного раствора (ρ= 1,0904 г/см3).

Ответ: 10,9 г.

ИОННО-ОБМЕННЫЕ РЕАКЦИИ

Ионно-обменные реакции протекают в жидких растворах электролитов с участием ионов, на которые они диссоциируют. В ходе таких реакций степень окисления элементов не меняется.

Для усвоения данного раздела необходимо знать, что по способности к дис­социации на ионы электролиты (основания, кислоты, соли) делятся на сильные и слабые, при этом сила электролита количественно характеризуется константой диссоциации Кдд > 1 – сильные, Кд < 1 – слабые электролиты).

Ионно-обменные реакции могут быть обратимыми и необратимыми. Если в результате взаимодействия ионов образуются летучее соединение, малораство­римый электролит, выпадающий в виде осадка, растворимый слабый электролит (молекулы, ионы или комплексные ионы), то такие реакции идут практически до конца и называются необратимыми. Обратимые реакции характеризуются нали­чием слабого электролита или малорастворимого электролита в виде осадка в ис­ходных реагентах и продуктах реакции. Химическое равновесие в таких реакциях смещено в сторону образования менее растворимого соединения или более сла­бого электролита.

При составлении уравнений ионно-обменных реакций газообразные вещества, малорастворимые и слабодиссоциированные электролиты записывают в ви­де молекулы независимо от того, являются они исходными реагентами или про­дуктами реакции. Сильные электролиты следует записывать в виде ионов.

При решении контрольного задания необходимо пользоваться следующими таблицами (см. приложение): растворимость кислот, оснований и солей в воде (табл. 7): произведение растворимости некоторых малорастворимых соединений (табл. 8); константы диссоциации некоторых электролитов (табл. 6) [1...5, 8].

Пример 1. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реак­ций между водными растворами следующих веществ: а) Nа2СО3и НСl; б) K2S и НСl.

Решение.

1. Составляем молекулярные уравнения реакций

CO2­

а. Na2CO3+2HCl = 2NaCl + H2CO3.

H2O

б. K2S+2HCl = 2KCl + H2S­.

2. В рассматриваемых уравнениях реакций Na2СО3, NaCl, K2S. КСl –растворимые соли (табл. 7), кислота НСl (Кд НCl = 1,0 · 107 табл. 6) – сильный элек­тролит, Н2О ( = 1,8 · 10–16) – слабый электролит, СО2 и H2S – летучие со­единения. Тогда, согласно вышеизложенному, ионно-молекулярные уравнения записываем следующим образом:

а. 2Na+ + СО32– + 2Н+ + 2Сl = 2Na+ + 2Сl + СО2­ + Н2О.

б. 2K+ + S2– + 2H+ + 2Cl= H2S­+ 2K+ + 2Cl.

3. Исключаем одинаковые ионы из обеих частей в каждом равенстве и получаем сокращенные ионно-молекулярные уравнения, которые, собственно, и выражают суть процессов - взаимодействие ионов:

а. CO32– + 2H+ = СО2­ + Н2О.

б. 2H+ +S2– = H2S­.

Пример 2. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения ре­акций взаимодействия в растворах между: a) Na2S и СuSО4; б) Na2SiO3 и HCI; в) Fе2(SО4)3 и NaOH.

Решение. Действуем поэтапно, как в предыдущем примере:

1. Записываем уравнения в молекулярном виде:

а. Na2S + CuSO4 = CuS¯ +Na2SO4.

б. Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3¯ + 2NaCl.

в. Fe2(SO4)3 + 6NaOH = 2Fe(OH)3¯ + 3Na2SO4.

2. Пользуясь данными табл.7 приложения находим, что CuS, H2SiO3, Fe(OH)3 нерастворимые соединения. Далее записываем соответствующие полные ионно-молекулярные уравнения:

а. 2Na+ + S2– + Cu2+ + SО42– = CuS¯ + 2Na+ + SO42–.

б. 2Na+ + SiO32– +2H+ + 2Cl = H2SiO3¯ + 2Na+ +2Cl.

в. 2Fe3++ 3SO42– +3Na+ + 6OH = 2Fe(OH)3¯ +6Na+ + 3SO42–.

3. После исключения одинаковых ионов из левой и правой частей в каждом равенстве получаем:

а. S2– + Cu2+ = CuS¯.

б. SiO32– + 2K+ = H2SiO3¯.

в. 2Fe3++ 6OH = 2Fe(OH)3¯.

Пример 3. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реак­ций взаимодействия в растворах между: а) НСl и КОН; б) НNО3 и СН3СОONа; в) NH4Cl и NaOH.

Решение.

1. Записываем уравнения в молекулярном виде:

а. НСl + КОН = КСl + H2O.

б. CH3COONa + HNO3 = СН3СООН + NaNO3.

в. NH4Cl + NaOH = NaCl + NH4OH.

2. Используя значения констант диссоциации Кд (табл. 6 приложения) нaходим, что Н2О (Кд = 1,8 · 10–16), СН3СООН (Кд = 1,85 · 10–5), NH4OH (Кд = 1,79 · 10–5) – слабые электролиты, остальные соединения – сильные электролиты (Кд > 1). В связи с этим, полные ионно-молекулярные уравнения имеют вид:

а. H+ + Cl + K+ + OH = K+ + Cl + H2O.

б. CH3COO + Na+ + H+ + NO3 = CH3COOH + Na+ + NO3.

в. NH4+ + Cl + Na+ + OH = Na+ + Cl + NH4OH.

3. Исключив одинаковые ионы из обеих частей каждого равенства, получаем:

a. Н+ + ОН = Н2О.

б. СН3СОО + Н+ = СН3СООН.

в. NH4+ + OH = NH4OH.

Пример 4. Составьте молекулярные уравнения реакций, которым соответ­ствуют следующие ионно-молекулярные уравнения:

а. Ag+ + Br = AgBr¯.

б. SO32– + 2H+ = SO2­ + H2O.

Решение.

а. Для полученияAgBr необходимо взять два растворимых вещества, одно
из которых содержит ион серебра, а другое — ион брома:

AgNO3 + NaBr = AgBr¯ + NaNO3.

б. Для получения SO2и Н2О необходимо взять в качестве исходных реагентов соль сернистой кислоты и кислоту более сильную, чем Н23, т.е. способную вытеснить последнюю из её соли:

Na2SO3 + 2НСl = 2 NaCl + SO2­ + Н2О.

Пример 5. Составьте ионно-молекулярные уравнения и определите, в ка­кую сторону смещено равновесие в следующих обратимых процессах, проте­кающих в растворах:

а. FeS¯ + 2HCl «FeCl2 + H2S.

б. PbCl2¯ + H2SO4 «PbSO4¯ + 2HCl.

в. CuOHCl + HC1 «CuCl2 + H2O.

Решение.

1. Составляем полные ионно-молекулярные уравнения для данных процессов.

а. FeS¯ +2H+ + 2Cl «Fe2+ + 2Cl + H2S.

б. PbCl2¯ + 2H+ + SO42– «PbSO4¯ + 2H+ +2Cl.

в. СuOH+ + Cl + H+ + Cl «Cu2+ + 2Cl + H2O.

2. После исключения одинаковых ионов из обеих частей каждого равенства
получаем следующие сокращённые ионно-молекулярные уравнения:

а. FeS¯ +2H+ +2Cl® Fe2+ + H2S.

б. PbCl2¯ + SO42– ® PbSO4¯ + 2Cl.

в. СuOH+ + H+ «Cu2+ + H2O.

3. Определяем направление смещения химического равновесия:

а. Процесс растворения FeS (ПРFeS = 5,0 · 10–18, табл. 8 приложения)происходит за счёт связывания водород - ионами сульфид - ионов и образования менее диссоциированного соединения H2S (суммарная константа диссоциации Кд = Кд1 · Кд2 = 5,7 · 10–8 · 1,2 · 10–15 = 6,8 · 10–23). Равновесие смешено в сторону более слабого электролита, т.е. вправо.

б. Произведение растворимости РbСl2 ( = 2,4 · 10–4) больше произведения растворимости РbSО4 ( = 2,2 · 10–8), что обусловливает растворение осадка хлорида свинца и смещение химического равновесия вправо.

в. В данной реакции смещение химического равновесия происходит в сторону образования менее диссоциированного соединения Н2О ( = 1,8 · 10–16) меньше ( = 3,4 · 10–7).

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

141. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций, протекающих между веществами: a) FeS и НСl; б) ВаСl2 и H2SO4; в) NаНSО3 и NaOH. В обратимых реакциях укажите и объясните направление смещения химического равновесия.

142. Укажите, между какими веществами возможно взаимодействие:

а) Fе(NO3)2 и НСl;

б) СuСl2 и K2S;

в) K2SO4 и NaCl.

Подтвердите ответ молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями.

143.К каждому из веществ: а) Ва(NО3)2; б) FeCl2; в) Na2SO4 прибавили избыток раствора гидроксида натрия. В каком случае и почему произошла реакция? Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнения протекающей реак­ции.

144. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций, протекающей при растворении в соляной кислоте соответствующего сульфида: а) HgS; б) SnS; в)MnS.

145. Подберите три варианта молекулярных уравнений реакций, выражающихся одним приведённым ионно-молекулярным уравнением:

Ba2+ + SO42– = BaSO4¯.

146. К каждому из веществ КСl, Na34 и Mg(NO3) 2 прибавили раствор сульфа­та алюминия. В каком случае и почему произойдёт реакция? Составьте для неё молекулярное и сокращённое ионно-молекулярное уравнения.

147. К каждому из веществ K2SO4, CdOHCI и Zn(NO3)2 прибавили соляной ки­слоты НСl. В каком случае произойдёт реакция? Укажите соединение, образование которого вызывает смешение химического равновесия в сторону прямой реакции. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций.

148. К каждому из веществ: а) CuSO4, б) Сu(NO3)2, в) AlOHCl2 прибавили соляной кислоты. Определите, какая реакция протекает, составьте её молекулярное и ионно-молекулярное уравнения. Укажите направление смешения химического равновесия в выбранной реакции.

149. Укажите, какую пару веществ: а) СаSО3 и AlPO4; б) СаСО3 и К3РO4; в) Са(NО3)2 и Nа3РО4 необходимо взять для осуществления реакции в соответствии со следующим сокращённым ионно-молекулярным уравнением:

3Ca2+ + 2PO43– = Ca3(PO4)2¯.

150. Определите, какая соль: a) FeS; б) Ag2S; в) CdS растворяется в соляной кислоте. Составьте молекулярное и сокращённое ионно-молекулярное уравне­ния реакции.

151. Напишите полное и сокращённое ионно-молекулярное уравнения обратимой реакции:

NаОН + HCN «NaCN + Н2О.

Определите, в какую сторону смещено равновесие реакции. Ответ мотивируй­те.

152. Укажите, в каком случае возможно взаимодействие:

а) Сu(NO3)2 и Na2SO4;

б) ВаСl2 и К24;

в) КNO3 и NaCl.

Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции.

153. Мотивированно укажите, какая из нижеприведённых реакций является необратимой:

a) 2NH4OH + H2SO4 = (NH4)2SO4 +2H2O.

б) Cu(OH)2SO4 + H2SO4 = 2CuSO4 + H2O.

в) 2КОН + H2S04 = K2SO4+2H2O.

Составьте для неё полное я сокращенное ионно-молекулярные уравнения.

154. Объясните, какой из гидроксидов: а) КОН; б) NН4ОН; в) Сr(ОН)3 необходимо взять для осуществления реакции в соответствии со следующим сокращённым ионно - молекулярным уравнением:

Fe3+ + 3OH = Fе(OH)3.

Составьте молекулярное и полное ионно-молекулярное уравнение для выбранного процесса.

155. Определите, между какими веществами возможно взаимодействие: a) NaOH и КСl; б) Сu(NO3)2 и Na2S; в) MgCl и K2SO4. Закончите молекулярное уравнение протекающей реакции. Составьте сокращённое ионно-молекулярное уравнение для неё.

156. Дана реакция: (CuOH)2SO4 + H2SO4 «2CuSO4 + 2Н2О. Напишите сокращённое ионно-молекулярное уравнение данной реакции. Определите, в какую сторону смещено равновесие данной реакции. Ответ мотивируйте.

157. Какие из приведённых ниже исходных веществ: а) Nа2СО3 и H2SO4 б) МgCО3 и HNO3; в) КНСО3 и НСl реагируют в соответствии со следующим сокращённым ионно-молекулярным уравнением:

CO32– + 2H+ = CO2 + H2O.

Напишите молекулярное уравнение этой реакции.

158. Напишите сокращённое ионно-молекулярное уравнение реакции:

2CrOHSO4 + H2SO4 «Сr2(SО4)3+2Н2О.

Определите иобъясните, в какую сторону смещено равновесие реакции.

159. Укажите, какая из приведённых реакций и почему, протекает обратимо:

a) Fe(OH)Cl2 + НСl = FеСl3 + Н2О;

б) К2СО3 + 2НСl = 2 КСl + СО2 + Н2О;

в) AgNO3 + НСl = AgCl + HNO3.

Составьте сокращённое ионно-молекулярное уравнение обратимой реакции.

160. Какую из кислот HCN, СН3СООН, НNО3 и почему нужно взять для реак­ции, которая выражается следующим ионно-молекулярным уравнением:

МgСO3 +2Н+ = Mg2+ + CO2 + H2O?

Напишите молекулярное уравнение реакции.

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

При усвоении данного раздела прежде всего необходимо вспомнить получение солей; такие понятия как сила электролитов, характеризующаяся константой диссоциации Кд, а также количественные показатели гидролиза – константу гидролиза Кг, и степень гидролиза h [1…5, 10).

Обратите внимание на то, что соль – продукт взаимодействия кислоты с основанием (реакция нейтрализации). В результате, в зависимости от силы электролита[1] (кислоты и основания), получается четыре типа солей (таблица).

 

Тип соли Образующие соль Гидролиз Реакция раствора Оценка гидролиза
основание кислота По константе гидролиза, Кг По степени гидролиза, h
I сильное сильная Не происходит Нейтр., рН»7
КСl, KNO3, Na2SO4, KI, CaCl2, NaCl,…
II слабое сильная Происходит по катиону Кислая рН<7
NH4Cl, CuSO4, ZnCl2, Al2(SO4)3, NiSO4,…  
III cильное cлабая Происходит по аниону Щелочная, рН>7
Na2SO4, CH3COONa, Na2SiO3, Na3PO4,…  
IV cлабое cлабая Происходит по катиону и аниону Близкая к нейтральной рН»7
CH3COONH4, Al2S3, (NH4)2S, Pb(CH3COO)2  

 

Кг – константа гидролиза; h – степень гидролиза; Кв – ионное произведение воды; Кдосн – константа диссоциации слабого электролита (основания); Кдкисл – константа диссоциации слабого электролита(кислоты); Cm – молярная концентрация.

 

Пример1. Гидролиз соли I типа

Докажите, что NaCl (1тип, таблица) гидролизу не подвергается.

 

Решение. Из четырех типов солей только три типа подвергаются гидролизу – II, III, IV. Причиной гидролиза соли является наличие в её молекуле иона слабого электролита (основания – II тип; кислоты – III тип; кислоты и основания – IV тип солей). Результат гидролиза – образование слабого электролита, малодиссоциирующего в растворе.

Соль NaCl образована сильной кислотой HCl, Кд (НCl) = 107 > 1 и сильным основанием NaOH, Кд (NaOH) = 5,9 > 1 (табл. 6 приложения).

Следовательно, соль NaCl относится к I типу (таблица) и не гидролизуется. В водном растворе соль диссоциирует по уравнению NaCl «Na+ + Cl, а вода – Н2О «Н+ + ОН.

При растворении NaCl в воде ионы Na+ и Cl c ионами H+ и OH не образуются молекулы NaOH и HCl, так как эти соединения являются сильными электролитами и существуют в растворе только в виде ионов. Поэтому NaCl не гидролизуется.

 

Пример 2. Гидролиз соли II типа.

По какому иону (катиону или аниону) гидролизуется соль Zn(NO3)2? Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения гидролиза соли. Докажите, что при обычных условиях гидролиз протекает только по первой ступени.

 

Решение. Соль Zn(NO3)2 образована слабым основанием Zn(OH)2, = 4,4 · 10-5 < 1; = 1,5·10-9 < 1 и сильной кислотой HNO3, = 3,7 > 1 (табл. 6 приложения). Следовательно, соль Zn(NO3)2 относится ко II типу и гидролизуется по катиону Zn2+ (таблица). В водном растворе Zn(NO3)2 диссоциирует по уравнению:

Zn(NO3)2 «Zn2+ + 2NO3.

Катион Zn2+, по которому гидролизуется соль, двухзарядный. Поэтому гидролиз протекает по двум ступеням.

Первая ступень (молекулярное и ионно-молекулярное уравнения):

Zn(NO3)2 + H2O «ZnOHNO3 + HNO3;

Zn2+ + H2O «ZnOH+ + H+; рН<7.

Гидролиз – процесс обратимый и зависит от концентрации соли в растворе, а также от температуры. Одной из количественных характеристик обратимого процесса гидролиза соли является константа гидролиза – Кг, чем больше Кг, тем сильнее гидролизуется соль.

.

Вторая ступень (молекулярное и ионно-молекулярное уравнения):

ZnOHNO3 + H2O «Zn(OH)2 + HNO3;

ZnOH+ + H2O «Zn(OH)2 + H+; рН<7,

.

гидролиз по первой ступени протекает в большей степени. Чем по второй, т.к. Кг1 > Кг2. Кроме того, накопление большего числа ионов H+ при обычных условиях, смещает равновесие в сторону образования ZnOH+ – иона, что практически подавляет гидролиз по второй ступени.

Процесс гидролиза обратимый, поэтому, изменяя условия, при которых система находится в равновесии, возможно усилить или ослабить реакцию гидролиза соли (по принципу Ле Шателье).

Усилить гидролиз можно разбавлением раствора или связыванием образующихся ионов OH- или H+. Поскольку реакция диссоциации воды – эндотермический процесс, т.е. протекает с поглощением тепла (DНр < 0, Qр > 0): Н2О «Н+ + ОН – 13 кДж, то усилить гидролиз соли можно повышением температуры.

 

Пример 3. Гидролиз соли III типа.

Вычислите константу и степень гидролиза при t = 250C для 0,1 М и 0,001 М растворов Na2SO3. Пo какому иону (катиону или аниону) гидролизуется соль? Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения гидролиза. При каких условиях гидролиз этой соли протекает в большей степени?

 

Решение. Соль Na2SO3 образована сильным основанием NaOH, = 5,9 > 1 и слабой кислотой H2SO3, = 1,7 · 10-2 < 1; = 6,2 · 10-8 < 1 (табл.6 приложения). Поэтому соль Na2SO3 относится к III типу и при t = 250C гидролизуется по иону SO32–. В данном растворе соль Na2SO3 диссоциирует по уравнению:

Na2SO3 «2Na+ + SO32–.

Анион SO32–, по которому гидролизуется соль, двухзарядный. Поэтому гидролиз протекает по двум ступеням.

Первая ступень (молекулярное и ионно-молекулярное уравнения):

Na2SO3 + H2O «NaHSO3 + NaOH;

SO32– + H2O «HSO3 + OH; рН > 7,

.

Другой количественной характеристикой гидролиза соли является степень гидролиза h. Степень гидролиза – это отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворённых молекул. Степень гидролиза h связана с константой гидролиза Кг и концентрацией раствора соотношением Кг = h2 · C. То есть, степень гидролиза возрастает с уменьшением концентрации соли.

,

а для С2 = 0,001 М раствора будет:

.

Вторая ступень (молекулярное и ионно-молекулярное уравнения):

Na2HSO3 + H2O «H2SO3 + NaOH;

HSO3 + H2O «H2SO3 + OH; рН > 7,

.

Степень гидролиза для С1 = 0,1 М раствора будет:

,

.

При сравнении констант гидролиза (Кг1 > Кг2) каждой ступени и степеней гидролиза различной концентрации солей (h1,1 < h2,1) видно, что гидролиз по первой ступени протекает в большей степени, чем по второй. Накопление большого количества ионов ОН при t = 250С смещает равновесие в сторону образования ионов HSO3, что практически подавляет гидролиз по второй ступени. Усилить гидролиз в данном случае можно разбавлением раствора (h1,1 < h2,1 и h2,1 < h2,2).

Кроме того, усиление гидролиза произойдет при повышении температуры или связывании ионов ОН. Гидроксил – ионы ОН возможно связать добавлением в раствор кислоты:

HSO3 + H+ «H2SO3;

H2SO3 + OH «H2SO3 + H2O; (ионно-молекулярное уравнение)

Н2О «Н+ + ОН (ионно-молекулярное уравнение).

Смещение равновесия гидролиза Na2SO3 вправо при добавлении к раствору соли кислоты (например, HCl) соответствует реакции нейтрализации:

H2O

Na2SO3 + 2HCl ® 2NaCl + H2SO3 ®

SO2

H2O

или SO32– + 2H+ ® H2SO3 .

SO2

 

 

В этой реакции роль основания играют ионы SO32– и HSO3.

 

Пример 4. Гидролиз соли IV типа.

 

Каким образом гидролизуется соль CH3COONH4? Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнение гидролиза соли. Определите рН этого раствора.

 

Решение. Соль CH3COONH4 образована слабым основанием (гидроксидом) NH4OH, = 1,79 · 10–5 < 1 и слабой кислотой CH3COOH, = 1,85 · 10–5 < 1 (табл. 6 приложения). Поэтому соль CH3COONH4 относится к IV типу и даже при обычных условиях гидролизуется до конца как по катиону, так и аниону.

В водном растворе соль CH3COONH4 диссоциирует по уравнению CH3COONH4 «NH4+ + CH3COO. Рассмотрим отдельно гидролиз катиона и гидролиз аниона:

NH4+ + H2O «NH4OH + H+, рН < 7;

CH3COO + H2O «CH3COOH + OH, рН>7.

т.е. при гидролизе катиона NH4+ образуется ион H+, а при гидролизе аниона CH3COO – ион OH. Ионы Н+ и ОН при значительных концентрациях не мо­гут сосуществовать. Они соединяются, образуя слабый электролит – воду (H2O), , что значительно меньше и (табл. 6 приложения).

Образование молекул воды – более слабого электролита, чем NH4OH и СН3СООН, смещает равновесие вправо, что увеличивает гидролиз соли. Таким образом, гидролиз по катиону я гидролиз по аниону усиливают друг друга.

Молекулярное уравнение гидролиза:

CH3COONH4 + H2O «CH3COOH + NH4OH.

Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

CH3COO + NH4+ «NH4OH + CH3COOH.

Реакция раствора таких солей зависит от соотношения констант диссоциа­ции кислоты и основания, образующих соль. В данном случае = 1,79 · 10–5 » = 1,85 · 10–5, поэтому раствор имеет нейтральную реакцию, рН» 7.

 

Пример 5. Напишите продукты, получаемые при взаимодействии раство­ров хлорида железа (III) FeCl3 c карбонатом натрия Na2CO3.

Решение. Если кислота и основание, образующие соль, не только слабые электролиты, но и малорастворимые в воде или неустойчивые к разложению с образованием летучих продуктов, то гидролиз соли протекает необратимо, т.е. сопровождается полным разложением её.

При взаимодействии водных растворов солей хлорида железа (III) FеС1з с карбонатом натрия Nа2СО3 образуется осадок Fе(OН)3 и выделяется СО2 – газ.

2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O ® Fe(OH)3¯ + 3CO2­ + 6NaCl;

2Fe3+ + 3CO32– + 3H2O ® Fe(OH)3¯ + 3CO2­.

Происходящий процесс объясняется следующим образом. Соль FеС13, гидролизуясь по катиону, образует слабый малорастворимый электролит Fе(ОН)3. А соль Na2СО3, гидролизуясь по аниону, образует слабую кислоту Н2СО3, которая в свою очередь разлагается на воду (Н2О) и летучий продукт СО2 - газ. Процессы гидролиза по катиону и гидролиза по аниону усиливают друг друга, а образова­ние малорастворимого соединения Fе(ОН)3 и СО2 – газа способствует необрати­мому полному процессу гидролиза солей.

 

 

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

 

При решении задач в необходимых случаях следует пользоваться табл. 6 приложения.

 

161. Какая из предложенных солей ZnSO4, NaNO3, K3PO4 гидролизуется по ка­тиону? Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения всех воз­можных ступеней гидролиза этой соли. По какой ступени, при обычных усло­виях, гидролиз этой соли больше? Ответ обоснуйте.

 

162. Какая из предложенных солей Na



Поделиться:


Последнее изменение этой страницы: 2016-12-27; просмотров: 2036; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы!

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.15.195.84 (0.01 с.)