Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь FAQ Написать работу КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Эквивалент, фактор эквивалентности, молярная концентрация эквивалентовСодержание книги
Похожие статьи вашей тематики
Поиск на нашем сайте
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: nэкв(Н3PO4) = 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 Сэкв(Н2SO4, 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 Кд (Кд > 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 AgNO3 + NaBr = AgBr¯ + NaNO3. б. Для получения SO2и Н2О необходимо взять в качестве исходных реагентов соль сернистой кислоты и кислоту более сильную, чем Н2SО3, 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 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, Na3PО4 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 К2SО4; 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).
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
|
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
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 - 3.14.246.207 (0.013 с.) |