Эквивалент, фактор эквивалентности, молярная концентрация эквивалентов

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 С_экв (х), единица измерения моль/м³ или моль/л) определяется количеством вещества эквивалентов n_экв(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):

М_экв(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:

n_экв(Н₃PO₄) = моль,

т.е. получим 6,25 моль вещества.

Значит С_экв (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, С_экв(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 С_экв(А) · V_p(A) = C_экв(В) · V_p(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

С_экв(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 С_экв(х) равна отношению количества вещества эквивалентов n_экв(х) к объему раствора V_p:

,

где m_x – масса вещества (г);

f(x) – фактор эквивалентности;

М_х – молярная масса вещества, г/моль;

V_p – 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, С_экв (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:

Сr₂O₇^2– + 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: Т_KOH = 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, С_экв(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

SO₃^2– + 2OH^– – 2e = SO₄^2– + 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 К_д (К_д > 1 – сильные, К_д < 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 (К_{д 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⁺ + СО₃^2– + 2Н⁺ + 2Сl^– = 2Na⁺ + 2Сl^– + СО₂­ + Н₂О.

б. 2K⁺ + S^2– + 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. CO₃^2– + 2H⁺ = СО₂­ + Н₂О.

б. 2H⁺ +S^2– = 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⁺ + S^2– + Cu²⁺ + SО₄^2– = CuS¯ + 2Na⁺ + SO₄^2–.

б. 2Na⁺ + SiO₃^2– +2H⁺ + 2Cl^– = H₂SiO₃¯ + 2Na⁺ +2Cl^–.

в. 2Fe³⁺+ 3SO₄^2– +3Na⁺ + 6OH^– = 2Fe(OH)₃¯ +6Na⁺ + 3SO₄^2–.

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

а. S^2– + Cu²⁺ = CuS¯.

б. SiO₃^2– + 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 К_д (табл. 6 приложения) нaходим, что Н₂О (К_д = 1,8 · 10^–16), СН₃СООН (К_д = 1,85 · 10^–5), NH₄OH (К_д = 1,79 · 10^–5) – слабые электролиты, остальные соединения – сильные электролиты (К_д > 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. SO₃^2– + 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 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⁺ + SO₄^2– «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¯ + SO₄^2– ® PbSO₄¯ + 2Cl^–.

в. СuOH⁺ + H⁺ «Cu²⁺ + H₂O.

3. Определяем направление смещения химического равновесия:

а. Процесс растворения FeS (ПР_FeS = 5,0 · 10^–18, табл. 8 приложения)происходит за счёт связывания водород - ионами сульфид - ионов и образования менее диссоциированного соединения H₂S (суммарная константа диссоциации К_д = К_д1 · К_д2 = 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⁺ + SO₄^2– = 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⁺ + 2PO₄^3– = 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:

CO₃^2– + 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 К_д, а также количественные показатели гидролиза – константу гидролиза К_г, 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; Кд_осн – константа диссоциации слабого электролита (основания); Кд_кисл – 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, К_{д (НCl)} = 10⁷ > 1 и сильным основанием NaOH, К_{д (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 – К_г, чем больше К_г, 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. К_г1 > К_г2. 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 (DН_р < 0, Q_р > 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 SO₃^2–. В данном растворе соль Na₂SO₃ диссоциирует по уравнению:

Na₂SO₃ «2Na⁺ + SO₃^2–.

Анион SO₃^2–, по которому гидролизуется соль, двухзарядный. Поэтому гидролиз протекает по двум ступеням.

Первая ступень (молекулярное и ионно-молекулярное уравнения):

Na₂SO₃ + H₂O «NaHSO₃ + NaOH;

SO₃^2– + 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 К_г и концентрацией раствора соотношением К_г = 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 (К_г1 > К_г2) каждой ступени и степеней гидролиза различной концентрации солей (h_1,1 < h_2,1) 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 (h_1,1 < h_2,1 и h_2,1 < h_2,2).

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 SO₃^2– + 2H⁺ ® H₂SO₃ .

SO₂

 

 

В этой реакции роль основания играют ионы SO₃^2– 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⁺ + 3CO₃^2– + 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.