ББК 24.1 7 страница
Задание IX. Определить pH при смешивании двух растворов электролитов (табл.4.6). Таблица 4.6
Окончание табл.4.6
Задание X. Решить задачи. 459. Смешали 10 л соляной кислоты концентрацией 3, 65 г/л и 15 л гидроксида натрия концентрацией 2 г/л. Определить рН полученного раствора. 460. Найти объем раствора с рН = 3, 8, если после добавления к нему 0, 6 л раствора с рН = 10, 5 образовался раствор с рН = 4, 2. 461. Вычислить объем раствора 0, 005 М соляной кислоты, если после добавления к нему 0, 5 л раствора гидроксида бария концентрацией 0, 003 моль/л получился раствор с рН = 4, 03. 462. Определить объем раствора с рН = 10, 13, если после добавления к нему 30 л раствора с рН = 9, 76 образовался раствор с рН = 9, 92. 463. Смешали 40 м3 раствора с рН = 6, 7 и 2000 л раствора с рН = 8, 3. Определить рН раствора после смешивания. 464. Определить объем раствора с рН = 13, 4, если после добавления к нему 40000 л раствора с рН = 4, 8 образовался раствор с рН = 8, 5. 465. Определить рН раствора, если к 40 л раствора с рН = 6, 7 добавили 2 л раствора с рН = 8, 3. 466. Смешали 2 л серной кислоты концентрацией 0, 01 моль/л и 3 л щелочи с рН = 12, 5. Определить рН полученного раствора. 467. Определить объем раствора с рН = 11, 3, если после добавления к нему 0, 2 л раствора с рН = 2, 9 и 0, 5 л раствора с рН = 3, 5 образовался раствор с рН = 4, 1. 468. Определить объем раствора с рН = 2, 14, если после добавления к нему 1, 75 л раствора с рН = 11, 85 образовался раствор с рН = 10, 23. 469. Смешали 0, 2 л 0, 5 н. HCl и 0, 3 л 0, 3 М NaOH. Определить рН раствора после смешивания. 470. Определить объем раствора с рН = 10, 13, если после добавления к нему 30 л раствора с рН = 9, 76 образовался раствор с рН = 9, 92. 471. Определить объем раствора с рН = 3, 4, если после добавления к нему 9, 8 л раствора с рН = 9, 8 образовался раствор с рН = 4, 6. 472. Определить рН раствора после смешивания 200 мл 0, 5 н. раствора серной кислоты и 300 мл раствора едкого натра с концентрацией 0, 3 моль/л. 473. Смешали 100 мл 0, 015 н. раствора и 100 мл 0, 09 н. раствора серной кислоты. Рассчитать рН полученного раствора. 474. Смешали 20 мл 0, 5 н. раствора соляной кислоты и 10 мл 0, 2 н. раствора гидроксида бария. Найти рН полученного раствора. 475. К 100 мл 0, 2-процентного раствора едкого натра (NaOH) прибавили 200 мл 0, 1-процентного раствора NaOH. Рассчитать рН полученного раствора. 476. К 200 мл 0, 7 н. раствора серной кислоты прибавили 300 г воды. Рассчитать конечную концентрацию серной кислоты и определить рН раствора. 477. Смешали 54 мл 0, 5-процентного раствора NaOH и 10 мл 0, 2-процентного раствора NaOH. Рассчитать концентрацию полученного раствора и определить его рН. 478. Каким будет рН раствора, если к 500 мл 0, 3-процентного раствора КОН прибавить 500 мл воды? 479. Смешали 4 мл серной кислоты концентрацией 0, 46 % и 200 мл серной кислоты концентрацией 0, 001 моль/л. Рассчитать рН полученного раствора. 480. Смешали 8 л раствора соляной кислоты концентрацией 0, 04 моль/л и 11 л раствора ее же концентрацией 2 г/л. Рассчитать рН полученного раствора. 481. К раствору объемом 30 мл, содержащему 0, 109 г серной кислоты в 100 мл раствора, прибавили 40 мл раствора NaOH, содержащего 0, 098 г гидроксида натрия в 100 мл раствора. Найти концентрацию (в молях на литр) того вещества, которое останется в избытке, и вычислить рН полученного раствора. 482. Смешали 10 мл 0, 12-процентного раствора HCl и 10 мл 0, 076-процентного раствора HCl. Рассчитать процентную концентрацию и рН полученного раствора. 483. К 10 мл 6-процентного раствора соляной кислоты плотностью 1, 03 г/см3 прибавили 10 мл 1-процентного раствора гидроксида бария плотностью 1, 0 г/см3. Вычислить рН образующегося раствора. Задание XI. Определить pH раствора после разведения (табл.4.7).
Таблица 4.7
Окончание табл.4.7
4.4. Гидролиз Гидролиз – процесс разложения химических соединений в результате реакции с водой. Гидролиз соли – это реакция, обратная процессу образования соли путем нейтрализации кислоты основанием: нейтрализация Þ НА + МОН Û МА + Н2О. кислота основание Ü гидролиз соль вода Гидролизуются только соли, содержащие в своем составе ионы слабых электролитов: слабой кислоты или слабого основания. Правила составления уравнений гидролиза следующие: 1. Записывают уравнение диссоциации соли. 2. Определяют ион слабого электролита, который может гидролизоваться. Ионов сильных кислот и оснований сравнительно немного, наиболее распространенные следует запомнить: анионы NO3-, SO42-, Cl-, Br-, I-, ClO4-, катионы Na+, K+ и других щелочных металлов, а также Ba2+ и Sr2+. Перечисленные ионы не гидролизуются! Все остальные ионы, за редким исключением, образуют слабые электролиты и гидролизуются. 3. Составляют ионное уравнение гидролиза по схеме: ион слабого электролита + вода Û слабый электролит + ион, оставшийся от молекулы воды. 4. Записывают молекулярное уравнение гидролиза, добавляя к ионам противоионы. В зависимости от состава соли различают следующие типы гидролиза: · Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой. Гидролизуется анион слабой кислоты. А- + Н2О Û НА + ОН-. (4.19) В растворе появляются ионы ОН-, поэтому среда – щелочная, рН > 7. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой. Гидролизуется катион слабого основания. М+ + Н2О Û МОН + Н+. В растворе появляются ионы Н+, поэтому среда кислая, рН < 7. · Гидролиз соли, образованной двумя слабыми электролитами. Гидролиз протекает как по катиону, так и по аниону М+ + А- + Н2О → МОН + НА. Образующиеся слабые кислота и основание диссоциируют в разной степени, поэтому среда в растворе зависит от их относительной силы. Если кислота сильнее, то ее константа диссоциации больше и среда слабокислая. Если сильнее основание, то среда слабощелочная. Количественные характеристики гидролиза - константа и степень гидролиза. В большинстве случаев константа гидролиза Kh не превышает 10–3 и гидролиз солей, образованных одним слабым электролитом, протекает в малой степени. Гидролиз многозарядных ионов в основном проходит по первой ступени. От значения константы гидролиза зависит рН раствора соли. Степенью гидролиза b (аналогично степени диссоциации) называют отношение числа гидролизованных ионов к общему числу ионов слабого электролита в растворе. Вычисление количественных характеристик гидролиза производится в зависимости от того, как образована соль: · Соль образована одним слабым электролитом. Константа гидролиза
где Kh 1 – константа гидролиза по первой ступени, Kw – ионное произведение воды, при 298 K KW = 10-14; Kdn – константа диссоциации продукта гидролиза. Константы диссоциации гидроксокомплексов металлов называют ступенчатыми константами нестойкости, их значения даны в справочнике в таблице констант нестойкости гидроксокомплексов (прил.2). Степень гидролиза связана с константой гидролиза уравнением
где С – концентрация гидролизующегося иона, моль/кг. В растворах солей, гидролизующихся по аниону, среда щелочная (см. уравнение (67)) и расчет рН ведут по формуле:
В растворах солей, гидролизующихся по катиону, среда кислая, согласно уравнению (4.19), и расчет рН ведут по формуле
· Соль образована двумя слабыми электролитами. Константа гидролиза
где K осн и K к – константы диссоциации основания и кислоты, образующих соль. Формула (4.21) служит для расчета константы гидролиза по табличным значениям констант диссоциации. Степень гидролиза
Отношение концентраций ионов Н+ и ОН- в растворе соли определяется относительной силой кислоты и основания:
где K к и K осн – константы диссоциации слабых кислоты и основания, которыми образована соль. Таким образом, при 298 К (KW = 10-14):
или
Константа и степень гидролиза у соли, образованной двумя слабыми электролитами, значительно выше, чем у солей, образованных одним слабым электролитом. Пример 17. составить молекулярное и ионное уравнения гидролиза, указать характер среды для сульфата железа (II). Решение. Напишем уравнение диссоциации соли: FeSO4 ® ® Fe2+ + SO42-. Определим сильный и слабый электролиты. Иону Fe2+ соответствует слабое основание Fe(OH)2, иону SO42- – сильная кислота H2SO4. Следовательно, гидролиз идет по катиону. Составим ионное уравнение гидролиза (по первой ступени): Fe2+ + HOH ® FeOH+ + H+. В ходе гидролиза образуются ионы H+, среда кислая. Составим молекулярное уравнение гидролиза и уравняем его как обычную реакцию обмена: 2 FeSO4 + 2H2O ® (FeOH)2SO4 + H2SO4. Пример 18. составить молекулярное и ионное уравнения гидролиза, указать характер среды для карбоната калия. Решение. Напишем уравнение диссоциации соли: K2CO3 ® ® K+ + CO32-. Определим сильный и слабый электролиты. Иону K+ соответствует сильное основание KOH, иону CO32- – слабая кислота H2CO3. Следовательно, гидролиз идет по аниону. Составим ионное уравнение гидролиза (по первой ступени): CO32- + HOH ® HCO3- + OH-. В ходе гидролиза образуются ионы OH-, среда в растворе щелочная. Составим молекулярное уравнение гидролиза и уравняем его как обычную реакцию обмена: K2CO3 + H2O ® KHCO3 + KOH. Пример 19. составить молекулярное и ионное уравнения гидролиза, указать характер среды для нитрита аммония. Решение. Напишем уравнение диссоциации соли: NH4NO2 ® ® NH4+ + NO2-. Определим сильный и слабый электролит. Иону NH4+ соответствует слабое основание NH4OH, иону NO2- – слабая кислота HNO2. Следовательно, гидролиз идет как по катиону, так и по аниону. Составим ионное уравнение гидролиза: NH4+ + NO2- + HOH ® NH4OH + HNO2. Составим молекулярное уравнение гидролиза и уравняем его как обычную реакцию обмена: NH4NO2 + H2O ® NH4OH + HNO2. Пример 20. Вычислить рН раствора сульфата аммония концентрацией 0, 1 моль/л. Решение. Составим ионное уравнение гидролиза: NH4+ + H2O ® NH4OH + H+. Значение константы диссоциации гидроксида аммония Kd = 1, 76× 10-5. Вычислим константу гидролиза
Найдем концентрацию ионов аммония. Согласно уравнению диссоциации сульфата аммония (NH4)2SO4 ® 2 NH4+ + SO42-,
Вычислим концентрацию ионов
и рН = –lg[H+] = –lg(1, 066× 10-5) = 4, 97. Пример 21. вычислить степень гидролиза карбоната натрия в растворе с рН = 12. Решение. Составим ионное уравнение гидролиза: CO32- + + H2O ® HCO3- + OH-. Вторая константа диссоциации угольной кислоты Kd 2 = 4, 69× 10-11. Первая константа гидролиза по уравнению (4.20)
Из формулы
где [OH-] = 10-pOH = 10-(14-12) = 10-2. Вычислим степень гидролиза
Задание XII. Составить молекулярные и ионные уравнения гидролиза, указать характер среды.
Задание XIII. Написать в молекулярном и ионном виде реакции взаимоусиления гидролиза 613. Ацетат меди + сульфит лития. 614. Ацетат свинца + карбонат натрия. 615. Ацетат цинка + сульфит натрия. 616. Нитрат алюминия + карбонат натрия. 617. Нитрат висмута + сульфид калия. 618. Нитрат железа (III) + сульфид рубидия. 619. Нитрат свинца + карбонат стронция. 620. Нитрат серебра + карбонат натрия. 621. Нитрат хрома (III) + сульфид калия. 622. Сульфат алюминия + сульфид натрия. 623. Сульфат бария + сульфит цезия. 624. Сульфат кобальта + карбонат калия. 625. Сульфат олова + карбонат цезия. 626. Формиат алюминия + карбонат натрия. 627. Формиат меди + сульфит лития. 628. Формиат цинка + сульфид лития. 629. Фторид алюминия + карбонат калия. 630. Хлорид железа (II) + сульфид натрия. 631. Хлорид магния + сульфит рубидия. 632. Хлорид марганца + сульфит натрия. 633. Хлорид никеля + карбонат цезия.
Задание XIV. Найти неизвестные величины в предложенных задачах, дополнив табл.4.8.
Таблица 4.8
|
, (4.20)
,
.
.
, (4.21)
.
.
найдем концентрацию карбонат-иона
,
