Примеры решения задач. Пример 1. Вычислить константу диссоциации уксусной кислоты СН3СООН, зная, что в 0,1М растворе она диссоциирована на 1,32%.

Пример 1. Вычислить константу диссоциации уксусной кислоты СН₃СООН, зная, что в 0,1М растворе она диссоциирована на 1,32%.

Р е ш е н и е. Для решения задачи воспользуемся законом разбавления Оствальда – уравнение (13), в котором С – концентрация уксусной кислоты, a – степень ее диссоциации в данном растворе, значение которой равно 1,32/100=0,0132. Таким образом,

Ответ: константа диссоциации уксусной кислоты составляет 1,76×10^-5.

Пример 2. Вычислить значение рН 0,1М раствора гидроксида аммония NH₄OH, приняв степень диссоциации раствора равной 1%.

Р е ш е н и е. 1) Записываем уравнение диссоциации раствора NH₄OH:

NH₄OH ⇄ NH₄⁺ + OH^–

2) Так как гидроксид аммония – слабый электролит и процесс его диссоциации носит обратимый характер, к моменту равновесия в 1 л раствора продиссоциировало Сa моль NH₄OH (С = 0,1 моль/л) и образовалось столько же моль ОН^– – ионов: [OH^-] = Сa = 0,1×0,01 = 1×10^-3 моль/л, следовательно, рОН = 3

3) Рассчитываем значение рН: pH + pOH = 14, рН = 14 – 3 = 11.

Ответ: рН 0,1М раствора гидроксида аммония равно 11.

Пример 3. Выразить с помощью ионного уравнения сущность реакции:

Pb(NO₃)₂ + KI ®

Р е ш е н и е. 1) Составляем молекулярное уравнение реакции:

Pb(NO₃)₂ + 2KI ® PbI₂¯ + 2KNO₃

Отмечаем, что в результате образуется нерастворимое вещество PbI₂.

2) Составляем полное ионное уравнение (все сильные электролиты записываем в виде ионов, слабые, уходящие из сферы реакции – в виде молекул):

Pb²⁺ + 2NO₃^– + 2K⁺ + 2I^– = PbI₂¯ + 2K⁺ + 2NO₃^–

3) Составляем сокращенное ионное уравнение, в котором исключаем все ионы, повторяющиеся в обоих частях уравнения, т.е. ионы не участвующие в реакции:

Pb²⁺ + 2NO₃^– + 2K⁺ + 2I^– = PbI₂¯ + 2K⁺ + 2NO₃^–

Pb²⁺+ 2I^– = PbI₂¯;

Из сокращенного ионного уравнения видно, что сущность реакции сводится к взаимодействию ионов Pb²⁺ и I^–, в результате которого образуется труднорастворимое вещество PbI₂.

Пример 4. Определить характер среды водного раствора соли ZnCl₂.

Р е ш е н и е. ZnCl₂ – соль образованная сильной кислотой HCl и слабым основанием Zn(OH)₂, следовательно, подвергается гидролизу по катиону. Так как катион двухзарядный, гидролиз будет протекать по двум ступеням.

I ступень:

а) записываем уравнение процесса диссоциации ZnCl₂:

ZnCl₂ = Zn²⁺ + 2Cl^–

Подчеркнем ион, по которому идет гидролиз, это ион Zn²⁺.

б) процесс взаимодействия иона Zn²⁺ с водой происходит по схеме:

Zn²⁺ + H⁺–OH^– ⇄ (ZnOH)⁺ + H⁺

в) запишем суммарное уравнение гидролиза:

ZnCl₂ = Zn²⁺ + 2Cl^–

Zn²⁺ + H₂O ⇄ (ZnOH)⁺ + H⁺

ZnCl₂ + Zn²⁺ + H₂O ⇄ Zn²⁺ + (ZnOH)⁺ + 2Cl^– + H⁺

После преобразований получаем:

ZnCl₂ + H₂O ⇄ Zn(OH)Cl + HCl

В результате гидролиза образуется сильная кислота HCl, поэтому рН < 7.

II ступень:

При рассмотрении гидролиза по второй ступени используется аналогичный подход.

а) Zn(OH)Cl = (ZnOH)⁺ + Cl^–

б) (ZnOH)⁺ + H⁺–OH^– = Zn(OH)₂ + H⁺

в) Zn(OH)Cl = (ZnOH)⁺ + Cl^–

(ZnOH)⁺ + H₂O = Zn(OH)₂ + H⁺

Zn(OH)Cl + H₂O = Zn(OH)₂¯ + HCl

Таким образом, в результате гидролиза по второй ступени образуется сильная кислота HCl, которая создает кислую среду раствора (рН < 7).