Составители: И. В. Савенкова, Фатьянова Е.А.

Составители: И. В. Савенкова, Фатьянова Е.А.

УДК 546

Рецензент

доктор химических наук, профессор Ф.Ф. Ниязи

Равновесия в растворах электролитов [Текст]: Методические указания к лабораторным занятиям и самостоятельной работе по химии для студентов технических специальностей/ Курск. гос. техн. ун-т; Сост. И. В. Савенкова, Фатьянова Е.А. Курск, 2007. 29 с.

 

Излагаются краткие теоретические сведения по теме: «Равновесия в растворах электролитов», рассматриваются типовые примеры задач и упражнений по данной теме, представлено описание лабораторных работ, вопросы для самостоятельной подготовки и индивидуальные задания для студентов.

Предназначены для студентов технических специальностей.

 

 

Прилож. 1. Библиогр.: 5 назв.

 

Текст печатается в авторской редакции

 

 

ИД № 06430 от 10.12.01.

Подписано в печать. Формат 60×84 1/16. Печать офсетная.

Усл.печ.л. 3,13. Уч.-изд. л. 3,37. Тираж 50 экз. Заказ. Бесплатно.

Курский государственный технический университет.

Издательско-полиграфический центр Курского государственного технического университета. 305040 Курск, ул. 50 лет Октября, 94

ВВЕДЕНИЕ

Предлагаемые методические указания предназначены для студентов технических специальностей, изучающих общую химию.

Цель данных методических указаний – помочь студентам изучить основные положения теории электролитической диссоциации, характер диссоциации воды, кислот, оснований, солей в воде, понятие степень и константа диссоциации электролитов, понятие ионного произведения воды, водородного показателя среды, механизм процесса гидролиза, освоить понятие степени и константы гидролиза, факторы, влияющие на смещение равновесия реакций гидролиза солей.

В методические указания включены краткие теоретические положения изучаемой темы, типовые примеры, индивидуальные задания для самостоятельной работы, а также вопросы для самоподготовки.

ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ ПОДГОТОВКИ

1. Какие вещества относятся к группе электролитов? Механизм распада электролитов на ионы.

2. Диссоциация кислот, основания, солей (средних, основных, кислых, двойных). Ступенчатая диссоциация.

3. Степень и константа электролитической диссоциации. Зависимость их от различных факторов. Состояние сильных и слабых электролитов в растворах. Закон Оствальда.

4. Реакции обмена в растворах электролитов. Направление протекания реакций ионного обмена. Составление уравнений реакций обмена в молекулярной и ионно-молекулярной формах.

5. Произведение растворимости. Условия, необходимые для образования осадка и его растворения.

6. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Понятие о водородном показателе среды (рН). Методы определения рН среды.

7. Гидролиз солей. Типичные случаи гидролиза солей. Механизм гидролиза солей разных групп: по катиону, по аниону, по катиону-аниону.

8. рН растворов солей различных типов.

9. Составление уравнений гидролиза солей в молекулярной и ионно-молекулярной формах.

10. Понятия степени и константы гидролиза. Расчёт данных величин.

11. Влияние на равновесие реакции гидролиза внешних факторов (разбавления, температуры, рН среды).

 

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

1. Задачи и упражнения по общей химии. /Под ред. Н.В. Коровина. М.: Высшая школа, 2004 г.

2. Коровин Н.В. Общая химия. М.: Высшая школа, 1998 г.

3. Коровин Н.В., Мингулина Э.И., Рыжова Н.Г. Лабораторные работы по химии. М.: Высшая школа, 1998 г.

4. Лабораторный практикум по общей химии. / Под ред. А.А. Таперовой. М.: Высшая школа, 1976 г.

5. Павлов Н.Н. Неорганическая химия. М.: Высшая школа, 1986г.

ПРИМЕР 1.

Определите концентрацию ОН⁻ в 0,05 М растворе Ва(ОН)₂.

РЕШЕНИЕ.

Составляем уравнение диссоциации Ва(ОН)₂:

Ва(ОН)₂ → Ва²⁺ + 2ОН⁻.

Согласно уравнению реакции,

из 1 моль Ва(ОН)₂ образуется 2 моль ОН⁻,

тогда из 0,05 моль Ва(ОН)₂ образуется х моль ОН⁻.

Вещества, диссоциирующие незначительно, являются слабыми электролитами, и в растворах в основном представлены молекулами и только частично ионами.

Сила электролита, его способность распадаться на ионы, может быть охарактеризована при помощи степени диссоциации (α). Эта величина показывает отношение молярной концентрации продиссоциировавших молекул (С_Д) к исходной молярной концентрации растворённых молекул (С₀).

(1)

Степень диссоциации может быть выражена в долях или процентах.

Степень диссоциации сильных электролитов принимает значения от 100% до 33%, при α < 3% электролиты – слабые, при значениях α от 3% до 33% - средней силы.

К сильным электролитам относятся растворимые основания, кроме гидроксида аммония, соли, некоторые кислоты (например, HNO₃, H₂SO₄, HCl, HBr, HJ, H₂Cr₂O₇, HClO₄, HClO₃, KMnO₄ H₂SeO₄ и т.д.). Слабыми электролитами являются трудно растворимые основания, NH₄OH, некоторые кислоты (например, H₂CO₄, HNO₂, H₂SO₄, H₂SiO₃, H₂SO₃, H₂S, HOCl, HF, HCN и т.д.). Ортофосфорная кислота H₃РO₄ является средним по степени диссоциации электролитом.

Степень диссоциации электролита зависит и от природы растворителя. Одно и тоже вещество в зависимости от растворителя может быть и сильным электролитом, и слабым электролитом, и неэлектролитом. Например, HBr в воде проявляет свойства сильного электролита, а в 100% уксусной кислоте становится электролитом слабым.

В растворах слабых и средних по силе электролитов устанавливается равновесие между образующимися ионами и недиссоциировавшими молекулами, например, HNO₂ ↔ H⁺ + NO₂^–. В виду обратимости диссоциация таких электролитов подчиняется принципу Ле-Шателье. Одним из способов повышения диссоциации слабого электролита является разбавление раствора. Уменьшение степени диссоциации может быть вызвано добавлением в раствор электролита одноимённых ионов. Так, при добавлении к раствору уксусной кислоты её соли (например, ацетата натрия), повышается концентрация ацетат-ионов и равновесие процесса СН₃СООН ↔ СН₃СОО⁻ + Н⁺ смещается влево. Уксусная кислота будет находится в растворе преимущественно в виде молекул.

Равновесие реакции диссоциации слабых электролитов характеризуется константой равновесия – константой диссоциации (К_Д):

(2)

где [H⁺], [NO₂^–] – равновесные концентрации ионов, моль/л;

[HNO₂] – равновесная концентрация недиссоциировавших молекул, моль/л.

Электролит считается сильным, если К_Д > 10^-2.

Значение константы диссоциации не зависит от концентрации электролита, а зависит от его природы и температуры.

Таким образом, диссоциирующая способность слабого электролита описывается двумя величинами – степенью и константой диссоциации. Две эти характеристики связаны законом разбавления, установленным В. Оствальдом (1888г.): степень диссоциации слабого электролита увеличивается при разбавлении раствора обратно пропорционально корню квадратному из его молярной концентрации.

(3)

где С₀ – молярная концентрация раствора.

Если α < 0,01, то для расчётов можно использовать приближённое соотношение . (4)

ПРИМЕР 2.

Определите концентрацию ионов ОН⁻ в 0,01 М растворе гидроксида аммония (К_Д (NH₄OH) = 1,77^.10^–5).

РЕШЕНИЕ.

Решение 1. Используя закон разбавления, находим степень диссоциации NH₄OH.

;

Находим концентрацию диссоциировавших частиц.

; ;

Согласно уравнению реакции С (ОН⁻) = С_Д = 4,2^.10^-4 моль/л.

Решение 2. Концентрацию ионов ОН⁻ также можно вычислить, пользуясь соотношением (5);

.

В случае наличия в молекуле двух или более связей, которые ионизируются с последующей диссоциацией, процесс распада на ионы протекает ступенчато и для каждой ступени определяется значение константы диссоциации, например,

I. Н₂СО₃ ↔ Н⁺ + НСО₃^–, К_Д^/ = 4,5^.10^–7;

II. НСО₃⁻ ↔ Н⁺ + СО₃²⁻, К_Д^// = 4,8^.10^–11

или I. Pb(OH)₂ ↔ PbOH⁺ + OH⁻, К_Д^/ = 9,55^.10^–4

II. PbOH⁺ ↔ Pb²⁺ + OH⁻, К_Д^// = 3,0^.10^–8.

При этом константа диссоциации для каждой последующей стадии всегда меньше, чем для предыдущей, т.к. увеличение заряда диссоциирующей частицы затрудняет выход из неё иона с противоположным зарядом.

Сильные многоосновные кислоты и многокислотные щёлочи диссоциируют по I ступени как сильные электролиты, а по II ступени – как электролиты средней силы.

РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА

Наличие зарядов на частицах вещества (ионах) придают им высокую химическую активность. При смешивании растворов различных электролитов находящиеся в них ионы противоположного заряда могут ассоциировать в молекулы, комплексы или кристаллы нового вещества. Реакции, заключающиеся в обмене ионами между различными электролитами, называются реакциями ионного обмена, например,

FeCl₃ + 3KOH = Fe(OH)₃ + 3KCl или HCl + NaOH = NaCl + H₂O.

Отличительной чертой обменных реакций является сохранение элементами всех веществ степеней окисления. Эти реакции протекают с высокими скоростями.

При обменных взаимодействиях в растворах электролитов равновесие смещается в сторону образования трудно растворимых, газообразных или малодиссоциирующих веществ. Такие реакции протекают практически до конца.

В тех случаях, когда слабые электролиты (или малорастворимые вещества) имеются как среди исходных веществ, так и среди продуктов реакции, равновесие реакции смещается в сторону образования наименее диссоциированных (растворимых) веществ.

Так, при взаимодействии слабой кислоты СН₃СООН и сильного основания КОН СН₃СООН + КОН = СН₃СООК + Н₂О в реакции участвуют два слабых электролита - СН₃СООН и H₂O. При этом равновесие оказывается сильно смещенным в сторону образования более слабого электролита – воды константа диссоциации которой (1,8^.10^–16) значительно меньше константы диссоциации уксусной кислоты (1,8^.10^–5). Однако до конца такая реакция протекать не будет.

Сущность протекающих процессов наиболее полно выражается при записи их в форме ионно-молекулярных уравнений. В таких уравнениях слабые электролиты, мало растворимые соединения и газы записываются в молекулярной форме, а находящиеся в растворе сильные электролиты – в виде составляющих их ионов. Различают полное и сокращённое ионно-молекулярные уравнения. В первом указаны ионы и молекулы всех участвующих в реакции веществ, во втором частицы, образующие слабо диссоциирующее вещество. Например, реакция нейтрализации сильной кислоты сильным основанием HCl + NaOH = NaCl + H₂O выражается соответствующими полным H⁺ + Cl⁻ +Na⁺ + OH⁻ = Na⁺ + Cl⁻ + H₂O. Сократив из него формулы одинаковых ионов, получаем сокращённое ионно-молеку-лярное уравнение: Н⁺ + ОН^– = H₂O.

При составлении ионно-молекулярных уравнений следует учитывать, что трудно растворимыми веществами и слабыми электролитами могут быть как продукты реакции, так и реагенты.

ПРИМЕР 3

Составьте уравнения реакций (в молекулярной и ионно-молекулярной формах), происходящих в растворах между веществами:

а) CaCO₃ и HCl;

б) NaNO₂ и H₂SO₄;

в) BaCl₂ и K₂SO₄.

Объясните для каждого случая, образование какого вещества обусловливает протекание реакции.

РЕШЕНИЕ.

Составляем уравнения реакций в молекулярной форме.

а) CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + H₂O + CO₂↑;

б) 2NaNO₂ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2HNO₂;

в) BaCl₂ + K₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2KCl.

При составлении уравнений в ионно-молекулярной полной форме следует придерживаться правила: сильные и растворимые электролиты указывают в виде ионов – продуктов их диссоциации, а газообразные, трудно растворимые вещества, слабые электролиты - в молекулярной форме. После чего, сократив из уравнения формулы одинаковых ионов, получаем сокращённое ионно-молекулярное уравнение.

Учитывая трудно растворимые, газообразные или малодиссоциирующих вещества (СО₂ – газ, Н₂О, HNO₂ – слабые электролиты, BaSO₄ – трудно растворимое соединение) в реакциях, составляем уравнения реакций в полной и сокращённой ионно-молекулярных формах.

а) Ca²⁺ + CO₃²⁻ + 2H⁺ + 2Cl⁻ = Ca²⁺ + 2Cl⁻ + H₂O + CO₂↑

CO₃²⁻ + 2H⁺ = H₂O + CO₂↑

б) 2Na⁺ + 2NO₂⁻ + 2H⁺ + SO₄ ²⁻ = 2Na⁺ + SO₄ ²⁻ + 2HNO₂

2H⁺ + 2NO₂⁻ = 2HNO₂ или H⁺ + NO₂⁻ = HNO₂

в) Ba²⁺ + 2Cl ⁻ + 2K⁺ + SO₄^{2 −} = BaSO₄↓ + 2K⁺ + 2Cl ⁻

Ba²⁺ + SO₄^{2 −} = BaSO₄↓

Протекание приведённых реакций практически до конца обусловлено образованием трудно растворимого (BaSO₄), газообразного (СО₂), малодиссоциирующих веществ (Н₂О, HNO₂).

ПРИМЕР 4

Составьте молекулярные уравнения реакций, которым соответствуют следующие ионно-молекулярные уравнения.

а) Mg²⁺ + CO₃²⁻ = MgCO₃↓;

б) Cu²⁺ + H₂S = CuS↓ + 2H⁺.

РЕШЕНИЕ.

Для составления уравнения реакции ионного обмена в молекулярной форме необходимо каждому иону из сокращённого ионно-молекулярного уравнения подобрать противоположный по знаку ион, с которым он составлял бы сильный и растворимый электролит.

Приведённым ионно-молекулярным уравнениям могут соответствовать следующие молекулярные уравнения:

а) Mg(NO₃)₂ + Na₂CO₃ = MgCO₃↓ + 2NaNO₃ или

MgCl₂ + K₂CO₃ = MgCO₃↓ + 2KCl

б) CuSO₄ + H₂S = CuS↓ + H₂SO₄ или

Cu(NO₃)₂ + H₂S = CuS↓ + 2HNO₃

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

При растворении некоторых солей в воде нарушается равновесие процесса диссоциации воды и, соответственно, изменяется рН среды. Это объясняется тем, что соли реагируют с водой.

Гидролиз солей – химическое обменное взаимодействие ионов растворенной соли с водой, приводящее к образованию слабодиссоциирующих продуктов (молекул слабых кислот или оснований, анионов кислых солей или катионов основных солей) и сопровождающееся изменением рН среды.

Рассмотрим процесс гидролиза в зависимости от природы оснований и кислот, образующих соль.

 

Соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями (NaCl, KNO₃, Na₂SO₄ и др.).

Допустим, что при взаимодействии хлорида натрия с водой происходит реакция гидролиза с образованием кислоты и основания:

NaCl + H₂O ↔ NaOH + HCl

Для правильного представления о характере этого взаимодействия запишем уравнение реакции в ионном виде, учитывая, что единственным слабодиссоциирующим соединением в этой системе является вода:

Na⁺ + Cl^- + HOH ↔ Na⁺ + OH^- + H⁺ + Cl^-

При сокращении одинаковых ионов в левой и правой частях уравнения остается уравнение диссоциации воды:

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^-

Как видно, в растворе нет избыточных ионов Н⁺ или ОН^- по сравнению с их содержанием в воде. Кроме того, никаких других слабодиссоциирующих или труднорастворимых соединений не образуется. Отсюда делаем вывод, что соли, образованные сильными кислотами и основаниями гидролизу не подвергаются, а реакция растворов этих солей такая же, как и в воде, нейтральная (рН=7).

 

При составлении ионно–молекулярных уравнений реакций гидролиза необходимо:

1) записать уравнение диссоциации соли;

2) определить природу катиона и аниона (найти катион слабого основания или анион слабой кислоты);

3) записать ионно-молекулярное уравнение реакции, учитывая, что вода - слабый электролит- и что сумма зарядов должна быть одинаковой в обеих частях уравнения.

 

ХОД РАБОТЫ

Опыт 1. Экспериментальное наблюдение электропроводности водных растворов веществ.

В стакан с дистиллированной водой опустить угольные электроды, укреплённые на деревянной дощечке и подключенные в цепь последовательно с милливольтметром. Включите прибор в сеть. Отклоняется ли стрелка милливольтметра? Проводит ли дистиллированная вода электрический ток?

Таким же образом изучить электропроводность раствора сахара, 0,1н. растворов H₂SO₄, KOH, NH₄OH, CH₃COOН. Обратите внимание, отклоняется ли стрелка милливольтметра и на сколько сильно это отклонение.

Смешайте растворы NH₄OH и CH₃COOН. Изучите их электропроводность.

Какие из испытанных веществ являются электролитами? По глубине отклонения стрелки милливольтметра отметьте сильные и слабые электролиты. Чем можно объяснить разные показания милливольтметра для растворов NH₄OH, CH₃COOН и их смеси? К сильным или слабым электролитам относится продукт, полученный при смешивании растворов NH₄OH и CH₃COOН?

Оформите полученные данные в таблицу.

 

Вещество	Уравнения диссоциации	Показания милливольтметра

Составьте уравнения (в молекулярной и ионно-молекулярной формах) реакции, протекающей между NH₄OH и CH₃COOН при смешивании их растворов.

Сделайте общий вывод: сильными или слабыми электролитами являются кислоты? основания? соли? Чем измеряется сила электролита? Укажите условные значения степени и константы диссоциации для сильных, слабых и средней силы электролитов.

Опыт 2. Направление обменных ионных процессов в растворах электролитов.

а) Образование малорастворимых веществ.

Втри пробирки внесите по 2—3 капли следующих растворов: в первую — хлорида железа (III) FeCl₃, во вторую — силиката натрия Na₂Si0₃, в третью — разбавленной серной кислоты H₂SO₄. Добавьте в них по такому же количеству растворов: первую пробирку — гидроксида натрия, во вторую — соляной кислоты, в третью — хлорида бария. Наблюдайте в первом случае выпадение осадка гидроксида железа (III), во втором -— метакремниевой кислоты, в третьем— сульфата бария.

Напишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения протекающих реакций, направленных в сторону образования малорастворимых веществ.

б) Образование слабых кислот и оснований.

В две пробирки внесите по 5—7 капель: в первую — раствора ацетата натрия NaCH₃COO, во вторую — хлорида аммония. Добавьте в первую пробирку несколько капель серной кислоты (1:1), перемешайте раствор стеклянной палочкой и слегка подогрейте.

Определите по запаху, что реакция протекала в сторону образования слабой уксусной кислоты. Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции. Во вторую пробирку добавьте 4 н. раствора щелочи и подогрейте раствор. Определите по запаху выделение аммиака. Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции, протекающей в сторону образования слабого основания NH₄OH, и уравнение его распада на аммиак и воду.

в) Образование летучих продуктов реакции.

Поместите в две пробирки по 5—7 капель раствора соды Na₂CO₃. Проверьте наличие в растворе иона CO₃²⁻, для чего в одну пробирку добавьте несколько капель хлорида кальция. Какое вещество выпало в осадок? Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции.

Добавьте во вторую пробирку несколько капель серной кислоты (1:1) и наблюдайте выделение газа. Подогрейте слегка пробирку, дождитесь конца выделения газа и добавьте несколько капель раствора хлорида кальция. Почему не выпадает осадок СаСО₃? Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции взаимодействия соды с серной кислотой.

Лабораторная работа №2

ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ СРЕДЫ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Опыт 1. Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой

Получите у лаборанта навеску соли (карбоната, гидрокарбоната, ацетата или нитрита натрия) и приготовьте в мерной колбе на 100 мл её раствор.

Вычислите молярную концентрацию приготовленного раствора.

Измерьте рН приготовленного раствора сначала с помощью уни­версального индикатора, а затем рН-метром.

Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реак­ции гидролиза соли (первая ступень) и вычислите рН приготовленного раствора.

Закончите оформление результатов опыта вычислением рН рас­твора и сравнением его значения с полученным экспериментально на рН-метре.

Результаты расчётов и измерений введите в таблицу.

 

Навеска, г	Объём раствора, мл	С (теор.), моль/литр	рН (индикатор)	рН (рН-метр)	рН (теор.)

Опыт 2. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой

Получите у лаборанта навеску соли (хлорида железа (Ш), хло­рида или сульфата алюминия) и приготовьте в мерной колбе на 100мл её раствор.

Вычислите молярную концентрацию приготовленного раствора.

Измерьте рН раствора сначала с помощью универсального ин­дикатора, а затем рН-метром.

Запишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения ре­акции гидролиза (первая ступень) и вычислите молярную концентра­цию соли в растворе на основании найденного значения водородного показателя среды.

Результаты расчётов и измерений введите в таблицу.

 

Навеска, г	Объём раствора, мл	С (теор.)	рН (индика­тор)	рН (рН-	С(эксп.), моль/л

Опыт 3. Смещение равновесия реакции гидролиза соли при разбавлении раствора

Убедитесь в том, что концентрированный раствор ацетата свинца (II) прозрачен, В коническую колбу налейте 50 мл водопро­водной воды, добавьте 1—2 капли концентрированного раствора РЬ(СН₃СОО)₂. Наблюдайте образование осадка.

При оформлении результатов опыта:

1. Назовите гидролизующийся ион, составьте молекулярное и ион­но-молекулярное уравнения реакции гидролиза и объясните, почему концентрированный раствор РЬ(СН₃СОО)г прозрачен.

2. Объясните, почему при разбавлении в колбе появился осадок. Составьте уравнение реакции образования осадка. Имеет ли отноше­ние эта реакция к процессу гидролиза рассматриваемой соли?

3. Сделайте вывод о влиянии разбавления растворов гидролизующихся солей на гидролитическое равновесие.

Опыт 4. Смещение равновесия реакции гидролиза соли при изменении температуры

В пробирку внесите 5 — 6 мл раствора ацетата натрия CH₃COONa и 1-2 капли индикатора (фенолфталеина). Содержимое про­бирки разделите на 2 части, одну из них оставьте для сравнения, другую — нагрейте до кипения.

Сравните окраску индикатора в обеих пробирках. Дайте пробир­ке охладиться и снова сравните окраску индикатора в обеих пробирках. Опишите и поясните свои наблюдения.

Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реак­ции гидролиза соли, назвав предварительно гидролизующийся ион. Сделайте вывод о среде раствора и о влиянии температуры на гидроли­тическое равновесие.

 

ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

Задание 1

Составьте уравнения реакций (в молекулярной и ионно-молекулярной формах), происходящих в растворах между указанными веществами, и укажите, образованием какого вещества обусловлено протекание каждой реакции. При составлении уравнений используйте справочные данные о растворимости и диссоциации веществ:

 

а) AgNO₃ и Na₂SO₄; Na₂SO₃ и HCl;

б) Ba(NO₃)₂ и H₂SO₄; Cu(OH)₂ и HCl;

в) AgNO₃ и NaBr; Al(OH)₃ и H₂SO₄;

г) Fe₂(SO₄)₃ и NaOH; KCN и HCl;

д) CaCl₂ и AgNO₃; Fe(OH)₃ и H₂SO₄;

е) MgCl₂ и Na₂CO₃; ZnOHNO₃ и HNO₃;

ж) CrCl₃ и NH₄OH; FeS и HCl;

з) Cr₂(SO₄)₃ и NaOH; K₂S и HCl;

и) FeSO₄ и (NH₄)₂S; Fe(OH)₂ и H₂SO₄;

к) CdCl₂ и H₂S; CH₃COONa и H₂SO₄;

л) AgNO₃ и BaCl₂; K₂SO₃ и H₂SO₄;

м) CuCl₂ и NaOH; NH₄OH и HCl;

н) Al₂ (SO₄)₃ и KOH; K₂CO₃ и HCl;

о) CaCl₂ и Na₂CO₃; Al(OH)₃ и NaOH;

п) Cr₂(SO₄)₃ и KOH; KNO₂ и HCl;

р) FeSO₄ и KOH; NaHCO₃ и HCl;

с) K₂CO₃ и BaCl₂; NaHCO₃ и NaOH;

т) H₂SO₄ и NaOH; Be(OH)₂ и KOH;

у) AgNO₃ и NaJ; (NH₄)₂SO₄ и NaOH;

ф) FeCl₃ и КOH; ZnOHCl и HCl;

Задание 2

Составьте молекулярные уравнения реакций, которым соответствуют следующим ионно-молекулярные уравнения:

а) CH₃COO⁻ + H⁺ = CH₃COOH; Cr²⁺ + 2OH^– = Cr(OH)₂;

б) Ag⁺ + J⁻ = AgJ; CO₃^2– + 2H⁺ = CO₂ + 2H₂O;

в) HCO₃⁻ + H⁺ = H₂O + CO₂; Cu²⁺ + S^2– = CuS;

г) Zn²⁺ + H₂S = ZnS + 2H⁺; NH₄⁺ + OH ⁻ = NH₄OH;

д) HCO₃⁻ + OH ⁻ = CO₃²⁻ + H₂O; Zn(OH)₂ + 2H⁺ = Zn²⁺ + 2H₂O;

е) H⁺ + NO₂ ⁻ = HNO₂; Fe²⁺ + SO₃²⁻ = FeSO₃;

ж) SiO₃²⁻ + 2H⁺ = H₂SiO₃; 3Ni²⁺ + 2PO₄^3- = Ni₃(PO₄)₂;

з) H⁺ + OH ⁻ = H₂O; Fe³⁺ + 3OH^– = Fe(OH)₃;

и) ZnOH⁺ + H⁺ = Zn²⁺ + H₂O; H⁺ + CN^– = HCN;

к) Pb²⁺ + 2J ⁻ = PbJ₂; HSO₃^– + H⁺ = H₂SO₃;

л) SO₃^{2 −} + 2H⁺ = H₂SO₃; Ag⁺ + Cl ^– = AgCl;

м) NH₄OH + H⁺ = NH₄⁺ + H₂O; CH₃COO ^– + H⁺ = CH₃COOH;

н) MgOH⁺ + H⁺ = Mg²⁺ + H₂O; SO₄^{2 –} + H⁺ = HSO₄ ^– + H₂O;

о) NH₄⁺ + OH ⁻ = NH₃ + H₂O; ZnOH⁺ + OH^– = Zn(OH)₂;

п) Fe(OH)₂ + 2H⁺ = Fe²⁺ + 2H₂O; FeS + 2H⁺ = Fe²⁺ + H₂S;

р) CN ⁻ + H⁺ = HCN; Sn²⁺ + 2OH ⁻ = Sn(OH)₂;

с) Pb²⁺ + H₂S = PbS + 2H⁺; Al(OH)₂⁺ + OH ⁻ = Al(OH)₃;

т) Pb²⁺ + S^{2 −} = PbS; HCO₃⁻ + OH ⁻ = CO₃²⁻ + H₂O;

у) S^{2 −} + 2H⁺ = H₂S; Ba²⁺ + SO₄^{2 –} = BaSO₄;

ф) Cu + S^{2 −} = CuS; HCO₃⁻ + H ⁺ = CO₂ + H₂O.

Задание 3

а. Рассчитайте рОН 0,1 н раствора уксусной кислоты.

(К_Д СН₃СООН = 1,8∙10^-5).

б. Определите концентрацию ионов водорода в 0,01М растворе гидроксида аммония (α = 4,24∙10^-2).

в. Вычислить рН 0,15 н раствора азотистой кислоты.

(К_Д HNO₂ = 4 ∙10^-4).

г. Определить молярную концентрацию раствора муравьиной кислоты, рН которого равен 2,2 (К_Д НСООН = 1,8∙10^-4).

д. Степень диссоциации уксусной кислоты в 0,1 М растворе равна 1,32∙10^-2. Найти рН этого раствора.

е. Вычислить концентрацию ионов водорода и рН в 0,02 М растворе сероводородной кислоты (α =0,07%). Диссоциацией кислоты по второй ступени пренебречь.

ж. Константа диссоциации муравьиной кислоты НСООН равна 1,8∙10^-4. Указать величину рН для 0,04 М раствора этой кислоты.

з. Определить молярную концентрацию раствора циановодородной кислоты, рН которого 5 (К_Д HCN = 7,2∙10^-10).

и. Вычислить концентрацию ионов Н⁺ и рН в 0,01 М растворе плавиковой кислоты (α = 15%).

к. Рассчитаь рН 0,2 М раствора гидроксида свинца (К¹_Д Pb(OH)₂ = 9,6∙10^-4).

л. Найдите молярную концентрацию Н⁺ в растворе 0,5 л которого содержит 0,26 г НВr.

м. Определите [H⁺] в растворе, в 1,5 л которого содержится 0,6 г NaOH.

н. Определите рН 0,0005 М раствора Н₂SO₄.

о. Рассчитайте рН раствора NaOH, если в 500 мл растворах содержится 0,036 г гидроксида натрия.

п. Рассчитайте рН 0,002 М раствора Ba(OH)₂.

р. pH раствора азотной кислоты равен 2. Какая масса кислоты содержится в 1 л этого раствора?

с. рН раствора гидроксида натрия равен 12. Какую массу NaOH нужно взять для приготовления 1 л этого раствора?

т. рН раствора гидроксида бария равен 10. Какое количество Вa(OH)₂ нужно взять для приготовления 200 мл этого раствора?

у. Рассчитайте рН раствора, приготовленного путём разбавления 100 мл 2 н. раствора HCl до 1л.

ф. Рассчитайте рН раствора, оставшегося после выпаривания 500мл 0,02 М раствора КОН до объёма 250 мл.

Задание 4

а. Какие из солей FeSO₄, Na₂CO₃, KCl подвергаются гидролизу? Почему? Составьте молекулярные и ионно–молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей по 1-ой ступени. Какое значение рН имеет 0,01 М раствор FeSO₄?

б. Укажите реакцию среды растворов Na₂S и NH₄NO₃. Ответ подтвердите молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями реакций. Назовите продукты гидролиза данных солей по 1-ой ступени. Определите рН 0,1 М раствора Na₂S.

в. Опишите поведение в воде соли FeCl₃ и рассмотрите равновесие в ее растворе при добавлении следующих веществ: а)HCl, б) NaCN, в) KOH. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Укажите рН 0,05 М раствора FeCl₃.

г. Какие из пар солей в водных растворах взаимно усиливают гидролиз друг друга: а) AlCl₃ и Na₂S; б)Fe₂(SO₄)₃ и ZnCl₂; в) FeCl₃ и K₂SO₃? Почему? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций. Определите рН 0,1 М раствора AlCl₃.

д. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу: FeCl₂ или FeCl₃; Na₂CO₃ или Na₂SO₃? Ответ подтвердите расчётом К_Г^/. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

е. При смешивании растворов Al₂(SO₄)₃ и Na₂CO₃ каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза каждой из солей и уравнение совместного гидролиза. Определите рН 0,05 М раствора Na₂CO₃.

ж. Какие из солей - Al₂(SO₄)₃, K₂SO₃, NaCl - подвергаются гидролизу? Почему? Составьте молекулярные и ионно–молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей по 1-ой ступени. Какое значение рН имеет 0,04 М раствор K₂SO₃?

з. Укажите реакцию среды растворов K₂S и Cr(NO₃)₂. Ответ подтвердите молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями реакций. Назовите продукты гидролиза данных солей по 1-ой ступени. Определите концентрацию K₂S (моль/л), если рН этого раствора равен 10.

и. Опишите поведение в воде соли Na₃PO₄ и рассмотрите равновесие в ее растворе при добавлении следующих веществ: а)H₂SO₄, б) KOH, в) ZnSO₄. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Укажите рН 0,001 М раствора Na₃PO₄.

к. Какие из пар солей в водных растворах взаимно усиливают гидролиз друг друга: а) FeCl₃ и Na₂CO₃; б)Fe₂(SO₄)₃ и AlCl₃; в) NH₄Cl и K₂SO₃? Почему? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций. Определите концентрацию FeCl₃ (моль/л), если рН этого раствора равен 4.

л. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу: NaCN или NaClO; MgCl₂ или ZnCl₂ ? Почему? Ответ подтвердите расчётом К_Г^/. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

м. При смешивании растворов K₂S и CrCl₃ каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза каждой из солей и уравнение совместного гидролиза. Определите рН 0,05 М раствора CrCl₃.

н. Какие из солей Cr₂(SO₄)₃, K₂S, RbCl подвергаются гидролизу? Почему? Составьте молекулярные и ионно–молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей по 1-ой ступени. Определите рН 0,05 М раствора K₂S.

14. Укажите реакцию среды растворов Na₃PO₄ и ZnSO₄. Ответ подтвердите молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями реакций. Назовите продукты гидролиза данных солей по 1-ой ступени. Определите рН 0,01 М раствора ZnSO₄.

о. Опишите поведение в воде соли ZnCl₂ и рассмотрите равновесие в ее растворе при добавлении следующих веществ: а)H₂SO₄, б) NaOH, в) CH₃COOK. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Определите концентрацию раствора (моль/л) ZnCl₂, рН которого равен 6.

п. Какие из пар солей в водных растворах взаимно усиливают гидролиз друг друга: а) NiSO₄ и CH₃COOK; б) FeCl₃ и Pb(NO₃)₂; в) NH₄NO₃ и Na₂CO₃? Почему? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций. Определите концентрацию раствора FeCl₃ (моль/л), рН которого равен 4.

р. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу: NaCN или CH₃COONa; SnCl₂ или SnCl₄ ? Почему? Ответ подтвердите расчётом К_Г^/. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

с. При смешивании растворов K₂SO₃ и Pb(NO₃)₂ каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза каждой из солей и уравнение совместного гидролиза. Определите концентрацию раствора K₂SO₃ (моль/л), рН которого равен 8.

т. Какие из солей Fe(NO₃)₃, K₃PO₄, Na₂SO₄ подвергаются гидролизу? Почему? Составьте молекулярные и ионно–молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей по 1-ой ступени. Определите рН 0,01 М раствора Fe(NO₃)₃.

у. Опишите поведение в воде соли Pb(NO₃)₂ и рассмотрите равновесие в ее растворе при добавлении следующих веществ: а) KOH, б) HCl, в) NaNO₂. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Определите рН 0,1 М раствора Pb(NO₃)₂.

Составители: И. В. Савенкова, Фатьянова Е.А.

УДК 546

Рецензент

доктор химических наук, профессор Ф.Ф. Ниязи

Равновесия в растворах электролитов [Текст]: Методические указания к лабораторным занятиям и самостоятельной работе по химии для студентов технических специальностей/ Курск. гос. техн. ун-т; Сост. И. В. Савенкова, Фатьянова Е.А. Курск, 2007. 29 с.

 

Излагаются краткие теоретические сведения по теме: «Равновесия в растворах электролитов», рассматриваются типовые примеры задач и упражнений по данной теме, представлено описание лабораторных работ, вопросы для самостоятельной подготовки и индивидуальные задания для с