3825

1стадия: СО32- + НОН  НСО3- + ОН- (КНСОз = 5,6 10-11);

2стадия: НСО3- + НОН Н2СО3 + ОН- (КН 2 СО 3 = 4,3 10-2).

Появление в растворе избытка ионов ОН- приводит к сдвигу равновесия влево , и гидролиз этой соли идет в основном только по первой стадии.

Молекулярное уравнение гидролиза соли Na2CO3 имеет вид: Na2CO3 + HOH  NaHCO3 + NaOH.

Оно показывает, что при гидролизе соли слабой двухосновной (а также многоосновной) кислоты и сильного основания образуется кислая соль.

3. Соли, образованные сильной кислотой и слабым ос-

нованием. Примером может служить NH4Cl. Так как все соли являются сильными электролитами, то при диссоциации NH4Cl образуются ионы NH4+ и Cl-. В данном случае с ионами воды будут взаимодействовать лишь ионы NH4+. В результате реакции в растворе накапливаются слабодиссоциирующий гидроксид аммония NH4OH и увеличивается концентрация ионов Н+. Ионное уравнение гидролиза данной соли таково:

Избыток ионов Н+ означает, что раствор соли NH4Cl имеет кислую реакцию и его рН 7.

Гидролиз солей, образованных основаниями двух- и многовалентных металлов и сильной кислотой. Протекает ступенчато. Например, при растворении хлорида цинка в воде реакция гидролиза протекает в две стадии:

1 стадия: Zn2+ + HOH  ZnOH+ + H+; 2 стадия: ZnOH+ + HOH  Zn(OH)2 + H+.

Обычно гидролиз протекает только по первой стадии,. т.е. катионы Zn2+ присоединяют лишь один ион ОН-. Чтобы написать молекулярное уравнение гидролиза ZnCl2, нужно

90

учесть, что кроме ионов, непосредственно участвующих в процессе гидролиза, в растворе присутствуют еще ионы Сl-:

ZnCl2 + HOH  ZnOHCl + HCl.

Это уравнение показывает, что при гидролизе соли, образованной слабым основанием двухили многовалентного металла и сильной кислоты, обычно получается основная соль.

4. Соль, образованная слабой кислотой и слабым осно-

ванием. Рассмотрим ацетат аммония СН3СООNH4. Ионное уравнение реакции гидролиза этой соли имеет вид:

СН3СОО- + NH4+ + HOH  CH3COOH + NH4OH.

Так как константы диссоциации продуктов гидролиза –

NH4OH (1,79 10-5) и СН3СООН (1,75 10-5) – почти одинаковы,

то и связывание ионов Н+ и ОН- воды происходит в одинаковой степени. Поэтому реакция раствора остается практически нейтральной: рН 7.

Из уравнения видно, что причиной гидролиза ацетата аммония является образование двух слабодиссоциирующих электролитов – уксусной кислоты и гидроксида аммония. Гидролиз такой соли протекает в значительной степени.

Гидролиз, как мы видели, - процесс обратимый. Однако, если соль образована очень слабыми кислотой и основанием. То гидролиз идет практически до конца. Примером такой соли может служить сульфид алюминия Аl2S3. Взаимодействие этой соли с водой выражается уравнением:

Al2S3 + 6 H2O = 2 Al(OH)3 + 3 H2S .

Соль не может быть получена сливанием водных растворов солей Al2(SO4)3 и Na2S. Происходит реакция

Al2(SO4)3 + 3 Na2S + 6 H2O = 2 Al(OH)3 + 3 H2S + 3 Na2SO4

или в ионно-молекулярном виде

2 Al3+ + 3 S2- + 6 H2O = 2 Al(OH)3 + 3 H2S .

91

Это объясняет тот факт, что при сливании водных растворов соды и хлорида железа (III) образуется красно-бурый осадок гидроксида железа (III):

2 FeCl3 + 3 Na2CO3 + 3 H2O = 2 Fe(OH)3 +3 CO2 + 6 NaCl или 2 Fe3+ + 3 CO32- + 3 HOH = 2 Fe(OH)3 + 3 CO2.

Равновесное состояние реакции гидролиза характеризуется степенью гидролиза соли. Степенью гидролиза называют число, показывающее, какая часть от общего количества растворенной соли подверглась гидролизу.

Степень гидролиза принято обозначать буквой h %:

число гидролизованных молей соли

h % = 100.

общее число растворенных молей соли

При повышении температуры усиливается диссоциация воды, т.е. повышается концентрация ионов Н+ и ОН-. Поэтому степень гидролиза соли с повышением температуры раствора увеличивается. Например, гидролиз соли Na2CO3 при разбавлении возрастает, как это показано в табл. 3.6.

Таблица 3.6 Зависимость степени гидролиза соли Na2CO3

от концентрации

Следовательно, изменяя температуру раствора и концентрацию соли в растворе, можно сместить равновесие гидролиза в том или другом направлении.

Гидролиз имеет большое значение для жизнедеятельности живых организмов, широко встречается в химической и нефтеперерабатывающей промышленности, а также влияет на геохимические процессы земной коры.

92

3.5. Расчеты и примеры выполнения задач

Способы выражения концентрации раствора Пример 1. Вычислите: а) процентную (С %);

б) молярную (Cм); в) нормальную (Сн); г) моляльную (См) концентрации раствора Н3РО4, полученного при растворении 18 г кислоты в 282 см3 воды, если плотность его 1,031 г/см3. Чему равен титр (Т) этого раствора?

Решение: а) массовая процентная концентрация показывает число граммов (единиц массы) вещества, содержащееся в 100 г (единиц массы) раствора. Так как массу 282 см3 воды можно принять равной 282 г, то масса полученного раствора 18+282=300 г и, следовательно:

б) мольно-объемная концентрация, или молярность, показывает число молей растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора. Масса 1 л раствора 1031 г. Массу кислоты в литре раствора находим из соотношения

300 — 18

Н3РО4 в 1 л раствора на мольную массу Н3РО4 (97,99 г/моль)

См = 61,86/97,99 = 0,63 М;

в) нормальная концентрация, или нормальность, по-

казывает число эквивалентов растворенного вещества, содержащихся в 1 л.

Так как эквивалентная масса Н3РO4=M/3=97,99/3 = 32,66 г/моль, то Сн= 61,86/32,66 =1,89 н.;

г) мольно-массовая концентрация, или моляльность,

показывает число молей растворенного вещества, содержа-

93

щихся в 1000 г растворителя. Массу НзРО4 в 1000 г растворителя находим из соотношения:

282—18 x 1000 18 68,83 282

1000 - х Отсюда См=63,83/97 = 0,65 м.

Титром раствора называется количество граммов растворенного вещества в 1 см3 (мл) раствора. Так как в 1 л раствора содержится 61,86 г кислоты, то

Т = 61,86/1000 = 0,06186 г/см3.

Зная нормальность раствора и эквивалентную массу (mэ) растворенного вещества, титр легко найти по формуле

Т = СН mэ/1000.

Пример 2. На нейтрализацию 50 см3 раствора кислоты израсходовано 25 см3 0,5 н. раствора щелочи. Чему равна нормальность кислоты?

Решение. Так как вещества взаимодействуют между собой в эквивалентных количествах, то растворы равной нормальности реагируют в равных объемах. При разных нормальностях объемы растворов реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальностям, т. е.

V1 /V2 = Сн2/Сн1, или V1 Сн1 = V2CH2,

50Сн 1= 25 ∙0,5, откуда Сн1= 25∙ 0,5/50 = 0,25 н.

Пример 3. К 1 л 10 % - ного раствора КОН (пл. 1,092 г/см8) прибавили 0,5 л 5 %-ного раствора КОН (пл. 1,045 г/см3). Объем смеси довели до 2 л. Вычислите молярную концентрацию полученного раствора.

Решение. Масса одного литра 10 %-ного раствора КОН 1092 г. В этом растворе содержится

1092∙10/100= 109,2 г КОН.

Масса 0,5 л 5 %-ного раствора 1045∙0,5=522,5 г. В этом

В общем объеме полученного раствора (2 л) масса КОН составляет 109,2+26,125= 135,325 г. Отсюда молярность этого раствора См =135,325/2∙56,1 = 1,2 М, где 56,1 г/моль -

мольная масса KOH.

Пример 4. Какой объем 96 %-ной кислоты, плотность которой 1,84 г/см3, потребуется для приготовления 3 л 0,4 н. раствора?

Решение. Эквивалентная масса Н2SО4=М/2= =98,08/2=49,04 г/моль. Для приготовления 3 л 0,4 н. раствора требуется 49,04 ∙ 0,4 3 = 58,848 г H2SO4. Масса 1 см3 96 %-

ной кислоты 1,84 г. В этом растворе содержится

1,84 96/100= 1,766 г H2SO4.

Следовательно, для приготовления 3 л 0,4 и. раствора надо взять 58,848: 1,766=33,32 см3 этой кислоты.

Свойства растворов

Пример 5. Вычислите температуры кристаллизации и кипения 2 %-ного водного раствора глюкозы С6Н12О6.

Решение. По закону Рауля понижение температуры кристаллизации и повышение температуры кипения раствора (∆t) по сравнению с температурами кристаллизации и кипения растворителя выражается уравнением

где К — криоскопическая или эбуллиоскопическая константы. Для воды они соответственно равны 1,86 и 0,52 град;

m и М — соответственно масса растворенного вещества и его мольная масса; m1— масса растворителя.

Понижение температуры кристаллизации 2 %-ного рас-

Вода кристаллизуется при 0 °С, следовательно, температура кристаллизации раствора 0-0,21= -0,21 °С.

95

Из формулы (3.35) повышение температуры кипения 2 % - ного раствора С6Н12О6

Вода кипит при 100 °С, следовательно, температура кипения этого раствора 100 + 0,06= 100,06 °С.

Пример 6. Раствор, содержащий 1,22 г бензойной кислоты C6H5COOH в 100 г сероуглерода, кипит при 46,529 °С. Температура кипения сероуглерода 46,3 °С. Вычислите эбуллиоскопическую константу сероуглерода.

Решение. Повышение температуры кипения

∆t = 46,529-46,3=0,229 град.

Мольная масса бензойной кислоты 122 г/моль. Из формулы (3.35) находим эбуллиоскопическую константу:

Пример 7. Раствор, содержащий 11,04 г глицерина в 800 г воды, кристаллизуется при -0,279 oС. Вычислите мольную массу глицерина.

Решение. Температура кристаллизации чистой воды 0 оС, следовательно, понижение температуры кристаллизации ∆t=0- (-0,279)=0,279°. Масса глицерина m (г), приходящаяся на 1000 г воды,

m 11,04 1000 13,8. 800

Пример 8. Вычислите процентную концентрацию водного раствора мочевины (NH2)2СО, зная, что температура кристаллизации этого раствора равна -0,465 oС.

Решение. Температура кристаллизации чистой воды 0 °С, следовательно, ∆t=0- (-0,465) =0,465°. Зная, что мольная масса мочевины 60 г/моль, находим массу m (г) растворенного вещества, приходящуюся на 1000 г воды, из формулы (3.36):

m t M 0,465 60 15. K 1,86

Общая масса раствора, содержащего 15 г мочевины, составляет 1000 + 15=1015 г. Процентное содержание мочевины в данном растворе находим из соотношения

в 1015 г раствора — 15 г вещества

» 100 » » — х » » x=1,48 %.

Температура замерзания и кипения растворов неэлектролитов. Второй закон Рауля

Пример 9. Определение температуры кипения и замерзания раствора неэлектролита. Определите температуру кипения и замерзания раствора, содержащего 1 г нитробензола С6Н5NО2 в 10 г бензола. Эбулиоскопическая и криоскопическая константы (прил. 9) бензола соответственно равны 2,57 и 5,1º. Температура кипения чистого бензола равна 80,2 ºС, а замерзания - 5,4 ºС.

Решение. Эта задача решается на основе законов Рауля, из которых следует, что

где tзам и tкип - соответственно понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения раствора; КК - криоскопическая константа растворителя; КЭ - эбулиоско-

пическая константа растворителя; g - число граммов растворенного вещества; G -число граммов растворителя; Мr - моле-

97

кулярная масса растворенного вещества; молекулярная масса нитробензола С6Н5NО2 123,11.

Повышение температуры кипения раствора нитробензола в бензоле равно

tкип 2,57 1000 1 2,09 . 10 123,11

Температура кипения раствора tкип 80,2 2,09 82,29 . Понижение температуры замерзания раствора нитробен-

зола в бензоле равно

Температура замерзания раствора

tзам 5,4 4,14 1,26 .

Пример 10. Вычисление молекулярной массы неэлектролита по повышению температуры кипения раствора.

Определите молекулярную массу камфары, если раствор 0,552 г ее в 17 г эфира кипит при температуре на 0,461 выше, чем чистый эфир. Эбулиоскопическая константа эфира равна

2,16 .

Решение. Молекулярную массу камфары определяем, пользуясь соотношением

Молекулярная масса камфары равна 155,14.

Пример 11. Вычисление криоскопической константы растворителя. Вычислите криоскопическую константу воды, если 11,3 %-ный водный раствор этилового спирта замерзает при –5 С.

Решение. Молекулярная масса этилового спирта равна 46,07. Из соотношения, приведенного в примере 1, получаем

98

Криоскопическая константа воды КК=1,81 .

Пример 12. Составление молекулярно-ионных уравнений реакций обмена между сильными электролитами.

Напишите в молекулярной молекулярно-ионной форме реакции взаимодействия между следующими веществами: а) ВаСl2

и Na2SO4; б) Na2SO3 и HCl; в) СН3СООК и Н2SO4; г) КОН и НСl.

Решение. Обменные реакции между электролитами являются практически необратимыми и идут до конца в случае образования малорастворимых, малодиссоциирующих и газообразных соединений. При составлении молекулярно-ионных уравнений реакций надо помнить о том, что малорастворимые, малодиссоциирующие и газообразные вещества записываются в виде молекул, а сильные электролиты в виде тех ионов, на которые они диссоциируют. Исходя из вышесказанного реакции взаимодействия между названными веществами в молеку- лярно-ионном виде запишутся следующим образом:

а) ВаСl2 Na2SO4 BaSO4 2NaCl , Ba2 SO42 BaSO4;

б) N2SO3 2HCl 2NaCl SO2 H2O,

SO32 2H SO2 H2O;

в) 2СH3COOK H2SO4 K2SO4 2CH3COOH , CH3COO H CH3COOН;

г) KOH HCl KCl H2O, OH H H2O.

Пример13. Составление уравнений реакции взаимодействия при смешении растворов солей, взаимно усиливаю-

щих гидролиз друг друга. Составьте уравнение реакции, про-

99