Примеры выполнения заданий

Дано: СН(AlCl3)=0,3 моль-экв/л Vр-ра=200мл=0,2 л	Решение. , Найдем массу соли: mв-ва=CнMfVр-ра, М(AlCl3)= 27+335,5=133,5 (г/моль); f(AlCl3) =1/3 m(AlCl3)=0,3133,50,21/3=26,7 (г)
Найти: m(AlCl3).

Пример 1. Какая масса соли необходима для приготовления 200 мл

Ответ: m(AlCl₃)=26,7 г.

Пример 2. Составьте выражения констант диссоциации для угольной и сернистой кислот. Пользуясь таблицей 7, определите, какая из них является более слабым электролитом. Рассчитайте степень диссоциации сернистой кислоты в 0,001 М растворе.

H ₂CO₃ H⁺ + HCO₃^-

H CO₃^- H⁺ + CO₃^2-

K_общ = K₁K₂ = 4,510^-74,710^-11=2,110^-17

H ₂SO₃ H⁺ + HSO₃^-

H SO_3­^- H⁺ + SO₃^2-

K_общ=K₁K₂=110^-9

Из сравнения значений констант диссоциации угольной и сернистой кислот видно, что угольная кислота более слабая (K(H₂CO₃) K(H₂SO₃)).

Дано: К(H2SO3)=110-9 CM=0,001моль/л=10-3моль/л	Решение: = =
Найти: (H2SO3)	Ответ: =10-3.

Пример 3. Составьте выражения ПР гидроксидов магния и железа(II), пользуясь таблицей 6, сравните их растворимость.

В насыщенных водных растворах труднорастворимых веществ устанавливаются гетерогенные равновесия между осадком и ионами электролита в растворе:

M g(OH)_2(к) Mg²⁺ + 2OH^- ПР(Mg(OH)₂) = [Mg²⁺][OH^-]² = 2,310^-13

F e(OH)_2(к) Fe²⁺ + 2OH^- ПР(Fe(OH)₂ )= [Fe²⁺][OH^-]² =7,910^-16

ПР(Mg(OH)₂)ПР(Fe(OH)₂) .

Растворимость гидроксида магния больше растворимости гидроксида железа(II).

Пример 4. Произведение растворимости AgIO₃ равно 3,210^-8 при 25^oC. Рассчитайте молярную концентрацию AgIO₃ в его насыщенном при данной температуре растворе.

ПР(AgIO3)=3,210-8	Решение: A gIO3(к) Ag++IO3-
Найти: СМ.	Находим молярную концентрацию AgIO3 в его насыщенном растворе над осадком: ПР=[Ag+][IO3-], СМ(AgIO3)=[Ag+]=[IO3-]= =1,7910-4(моль/л)

Ответ: С_М=1,7910^-4 моль/л.

Пример5. Рассчитайте концентрацию ОН^- - ионов, а также рН и рОН раствора, укажите реакцию среды, если [H⁺]=8,3210^-4 моль/л.

Дано:	Решение. pH= - lg[H+]
[H+]=8,3210-4моль/л	pH=-lg8,3210-4=-(lg8,32+lg10-4)=-(0,92-4)=3,08; pH7
Найти: [OH-], pH, pOH, указать среду.	Кв=[H+][OH-]=10-14; (моль/л)

рОН=-lg[OH^-]; pOH= - lg1,210^-11= - (lg1,2+lg10^-11)= - (0,08-11)=10,92

Проверка: рН+рОН=14; 3,08+10,92=14

Ответ: [OH^-]=1,210^-11моль/л; рОН=10,92; рН=3,08; среда кислая.

Пример 6. Какие из указанных солей подвергаются гидролизу: нитрат лития, сульфат хрома (III), ортофосфат натрия, сульфид хрома (III)? Приведите ионные и молекулярные уравнения гидролиза, укажите реакцию среды и условия смещения равновесия.

Гидролизу подвергаются те растворимые соли, которые образованы слабым основанием (гидролиз по катиону) или слабой кислотой (гидролиз по аниону), т.к. лишь взаимодействие их ионов приводит к образованию слабого электролита (связыванию ионов) и смещению ионного равновесия диссоциации воды.

Алгоритм составления уравнений обратимого гидролиза:

1.Составьте краткое ионное уравнение взаимодействия одного иона слабого электролита с одной молекулой воды. Укажите рН раствора соли ( или 7), а также влияние подкисления или подщелачивания среды на смещение равновесия гидролиза (в соответствии с принципом Ле-Шателье).

2.Составьте полное ионное уравнение, приписав к левой и правой частям уравнения формулы ионов сильного электролита, не участвующих в гидролизе.

3.Составьте молекулярное уравнение гидролиза соли по первой ступени, при необходимости расставьте коэффициенты.

4.Если гидролиз идет по трехзарядному иону, составьте уравнения гидролиза по второй ступени, повторив действия 1-3 и приняв за исходную соль продукт первой ступени. Учтите, что число стадий гидролиза по многозарядному иону, реально протекающих при обычных условиях, как правило, на одну меньше, чем заряд иона, т.к. каждая последующая стадия привела бы к образованию более сильного электролита.

Решение.

LiNO₃ – соль образована сильным основанием (LiOH) и сильной кислотой (HNO₃), гидролизу не подвергается, т.к. ионы Li⁺ и NO₃^- не образуют с водой слабых электролитов, рН=7.

Cr₂(SO₄)₃ – соль образована слабым основанием (Cr(OH)₃), и сильной кислотой (H₂SO₄), гидролиз по катиону.

I ступень Cr³⁺ + HOH CrOH²⁺ + H⁺ pH7

Cr³⁺ + SO₄^2- + HOH [CrOH]²⁺ + H⁺ + SO₄^2-

Cr₂(SO₄)₃ + 2HOH 2[CrOH]SO₄ + H₂SO₄

I I ступень [CrOH]²⁺ + HOH [Cr(OH)_2­]⁺ + H⁺

[CrOH]²⁺ + SO₄^2- + HOH [Cr(OH)₂]⁺ + H⁺ + SO₄^2-

2 [CrOH]SO₄ + 2HOH [Cr(OH)₂]₂SO₄ + H₂SO₄

По третьей ступени гидролиз практически не идет, т.к. это привело бы к образованию более сильного электролита Cr(OH)₃, чем Cr(OH)₂⁺.

Усилить гидролиз можно связыванием протонов в воду, т.е. добавлением щелочи, а также нагреванием и разбавлением раствора. К смещению равновесия гидролиза влево приведет добавление кислоты.

Na₃PO₄ – соль образована сильным основанием (NaOH) и кислотой средней силы (H₃PO₄), гидроанионы которой являются слабыми электролитами (гидролиз по аниону).

I ступень PO₄^3- + HOH HPO₄^2- + OH^- pH7

PO₄^3- + Na⁺ + HOH HPO₄^2- + Na⁺ + OH^-

Na₃PO₄ + HOH Na₂HPO₄ + NaOH

I I ступень HPO₄^2- + HOH H₂PO₄^- + OH^-

N a⁺ + HPO₄^2- + HOH H₂PO₄^- + Na⁺ + OH^-

N aHPO₄ + HOH NaH₂PO₄ + NaOH

Усиление гидролиза возможно при добавлении кислоты, нагревании, разбавлении. Подщелачивание среды приведет к смещению равновесия влево.

По третьей ступени гидролиз при обычных условиях практически не идет, т.к. H₃PO₄ более сильный электролит, чем H₂PO₄^-.

Cr₂S₃ – соль образована слабым многокислотным нерастворимым основанием Cr(OH)₃ и слабой многоосновной летучей кислотой – H₂S. Такие соли подвергаются полному необратимому гидролизу. При этом сразу образуются конечные продукты гидролиза – осадок слабого основания и летучая кислота.

Cr₂S₃ + 6H₂O =2Cr(OH)₃ + 3H₂S pH7.