Алгоритм решения задач по химии. Практикум. Часть 2. Учебное пособие

3. ПР(CuCO3) при 25 ºС равно 2,36 ∙ 10-10. Определите концентрацию ионов Cu2+ в насыщенном растворе CuCO3, содержащем K2CO3 в количестве 0,001 моль/ дм3; степень диссоциации K2CO3 равна 95 %.

Ответ: 2,48∙10-7 моль/дм3.

4.В 5 дм3 насыщенного раствора Ag2Cr2O7 содержится 0,5 моля Na2Cr2O7. Найдите концентрацию ионов Ag+ в этом растворе, если ПР(Ag2Cr2O7). Найдите концентрацию ионов Ag+ в

этом растворе, если ПР(Ag2Cr2O7)= 2∙ 10-7 и α (Na2Cr2O7) = 75 %.

Ответ: 1,64∙ 10-3 моль/дм3.

5.ПР(Ag2CO3) равно 6,15 ∙ 10-12. Определите раствори-

мость Ag2CO3 в воде. Ответ: 1,15∙10-4 моль/дм3.

6.В 3 дм3 насыщенного при комнатной температуре рас-

твора PbSO4 содержится 0,132 г соли. Вычислите ПР(PbSO4).

Ответ: 2,1∙10-8.

7.ПР(PbF2) при 18 ºС составляет 3,2 ∙ 10-8. Какая часть моля свинца содержится в 0,4 дм3 насыщенного раствора? Сколько граммов свинца в виде ионов содержится в 5 дм3 этого раство-

ра?

Ответ: 0,8∙10-3 моль/ дм3; 2,07 г.

8.В 3 дм3 насыщенного раствора AgIO3 содержится в виде

ионов 0,176 г серебра. Вычислите ПР(AgIO3).

Ответ: 3,03∙10-7

9.ПР(Аg3PO4) составляет 1,8 ∙ 10-18. В каком объеме насыщенного раствора содержится 0,050 г растворенной соли? Ответ: 7,42 дм3.

10.ПР(Ag2Cr2O7) при 25 ºС равно 2,0 ∙ 10-7. Выпадает ли

31

ПР(AgBr)= 6,30∙10-13. Степень диссоциации этих электролитов принять равной единице.

Ответ: 8,4∙10-10 моль/ дм3.

12.ПР(CaSO4) = 6,1 ∙ 10-5. Выпадает ли осадок сульфата кальция, если к 0,1 дм3 раствора с молярной концентрацией Сa(NO3)2 0,01 моль/дм3 добавить равный объем раствора с массовой долей H2SO4 95 %.

Ответ: Не выпадет.

13.ПР(CdS) = 7,1∙10-28. Произойдет ли осаждение сульфида кадмия, если к 1 дм3 раствора с молярной концентрацией эквивалента Cd(NO3)2 0,1 моль/ дм3 прибавить такой же объем рас-

твора с молярной концентрацией эквивалента Na2S 0,01 моль/

дм3, если α(Cd(NO3)2) = 75 %, α(Na2S) = 87 %?

Ответ: произойдет.

электролитической диссоциации исходных веществ принять равной единице.

Ответ: Образуется.

3.3.Гидролиз солей

Вобщем случае, гидролиз солей – это процесс обменного разложения воды и растворенной в ней соли – электролита, приводящий к образованию малодиссоциирующего вещества. Гидролиз является частным случаем сольволиза – обменного разложения растворенного вещества и растворителя.

Характеризовать гидролиз количественно позволяют такие величины, как степень гидролиза и константа гидролиза.

Степень гидролиза – это соотношение количества подвергающейся гидролизу соли nгидр и общего количества растворен-

ной соли nобщ. Обычно ее обозначают через hгидр:

hгидр = nгидр/nобщ.

Величина hгидр увеличивается с уменьшением силы образующих соль кислоты или основания.

32

Константа гидролиза. Представим в общем виде процесс гидролиза соли, в котором в роли соли выступает – МА, а НА и МОН — соответственно кислота и основание, которые образуют данную соль:

MA + H2O ↔ HA + MOH.

Применив закон действующих масс, запишем константу, соответствующую этому равновесию:

K = [HA]·[MOH]/[MA]·[H2O]

Известно, что концентрация воды в разбавленных растворах имеет практически постоянное значение, поэтому ее можно включить в константу

K·[H2O]= Kг,

тогда для константы гидролиза соли Kг будет иметь такой вид:

Kг = [HA]·[MOH]/[MA].

По величине константы гидролиза можно судить о полноте гидролиза: чем больше ее значение, тем в большей мере протекает гидролиз.

Константа и степень гидролиза связаны соотношением:

Kг = с·h2/(1- h),

где с – концентрация соли в растворе, моль/дм3; h - степень гидролиза. Это выражение можно упростить, т. к. обыч-

но h<<1, тогда

Kг = с·h2.

Зная константу гидролиза, можно определить pH среды:

Kг = [HA]·[MOH]/[MA].

Концентрация образовавшейся кислоты равна концентрации гидроксид ионов, тогда

Kг = [OH-]2/[MA].

33

Используя это выражение, можно вычислить pH раствора: [OH-] = (Kг·[MA])1/2 моль/дм3,

[H+] = 10-14/[OH-] моль/дм3, pH = -lg[H+].

Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой

Для солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, константа гидролиза и константа диссоциации основания связаны соотношением:

Kг = КH2O /Kосн.

Понятно, что чем меньше сила основания, тем в большей степени протекает гидролиз.

Если соль образована слабым основанием многовалентного металла и сильной кислотой, то ее гидролиз будет протекать

ступенчато:

FeCl2 ↔ Fe2+ + 2Cl-, Fe2++ HOH ↔ (FeOH)+ + H+ I ступень,

FeCl2 + HOH ↔ (FeOH)Cl + HCl, (FeOH)+ + HOH ↔ Fe(OH)2 + H+ II ступень,

(FeOH)Cl + HOH↔ Fe(OH)2 + HCl.

Константа гидролиза по первой ступени связана с константой диссоциации основания по второй ступени, а константа гидролиза по второй ступени — с константой диссоциации основания по первой ступени:

Kг1 = КH2O /Kосн2,

Kг2 = КH2O /Kосн1.

Поскольку первая константа диссоциации кислоты всегда больше второй, то первая константа гидролиза всегда больше, чем константа вторая гидролиза:

34

Kг1 > Kг2.

Отсюда следует, что по первой ступени гидролиз всегда будет протекать в большей степени, чем по второй. Этому также способствуют ионы, которые образуются при гидролизе по первой ступени, они приводят к подавлению гидролиза по второй ступени, смещая равновесие влево.

Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой

Гидролиз протекает по аниону, в результате гидролиза создается щелочная среда, pH > 7:

NaCN ↔ Na+ + CN-,

CN— + HOH ↔ HCN + OH-,

Na+ + HOH ↔ реакция практически не идет,

NaCN + HOH ↔ HCN + NaOH.

Константа гидролиза и константа диссоциации кислоты связаны зависимостью:

Kг = КH2O /Kк-ты.

Гидролиз соли протекает тем полнее, чем слабее образующая эту соль, кислота.

Возможен гидролиз соли, образованной слабой многоосновной кислотой и сильным основанием. В этом случае гидролиз

протекает по ступеням: Na2SO3 ↔ 2Na+ + SO32-,

SO32- + HOH ↔ HSO3- + OH- I ступень,

Na2SO3 + HOH ↔ NaHSO3 + NaOH, HSO3— + HOH ↔ H2SO3 + OH- II ступень, NaHSO3 + HOH ↔ H2SO3 + NaOH.

35

В этом случае константа гидролиза по первой и второй ступеням определяется соотношениями:

Kг1 = КH2O /Kк-ты2,

Kг2 = КH2O /Kк-ты1.

Следует помнить, что гидролиз по второй ступени протекает в ничтожно малой степени.

Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой

Такие соли гидролизуются как по катиону, так и по аниону. При этом относительная сила образовавшихся кислоты и основания будет влиять на характер среды (слабокислая или слабощелочная, pH ≈ 7). Такого типа гидролиз протекает особо полно, обычно с образованием малорастворимого вещества:

Al2S3 + 6HOH ↔ 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑.

Константу гидролиза можно рассчитать, зная константы диссоциации кислоты и основания с помощью следующего соотношения:

Kг = КH2O /(Kк-ты·Kосн).

Задача 1.

Вычисление константы гидролиза соли. Рассчитайте константу гидролиза хлорида аммония NH4Cl. Константа диссоциации

NH4OH равна 1,77∙10-5.

Решение: Константа гидролиза солей слабого основания и сильной кислоты вычисляется по формуле

Кг = KH2O .

Косн

Константа гидролиза NH4Cl равна

K г= 10-14/(1,77∙10-5)=0,565∙10-9=5,65∙10-10.

36

Задача 2.

Вычисление степени гидролиза соли. Найдите степень гидролиза CH3COOK в растворе с молярной концентрацией эквивалента 0,001 моль/дм3 и pH этого раствора. Константа диссоциации

CH3COOH = 1,75 ∙10-5.

Решение. Степень и константа гидролиза связаны между собой

соотношением

K гидр= ch2/( 1 - h ).

Обычно степень гидролиза соли h значительно меньше единицы, поэтому приведенное выше выражение можно упро-

стить:

K гидр= сh2,

Заменим K гидр отношением и получим выражение

KH2O Kкисл =сh2 .

Отсюда степень гидролиза равна

h = KH2O Kкислc.

Степень гидролиза раствора CH3COOK с концентрацией 0,001 моль/дм3 равна

Уравнение реакции гидролиза CH3COOK:

CH3COOK+ HOH CH3COOH + KOH.

Применив закон действующих масс к этой реакции, получим

K= CCH3COOHCKOH .

CCH3COOKCH2O

37

Величину с для воды в разбавленных растворах можно считать величиной постоянной, тогда, обозначив произведение

KcH2O через Кг, получим

Концентрация образовавшейся при гидролизе CH3COOH равна концентрации ионов ОН-, тогда

Кг = COH2 - CCH3COOK .

Используя это выражение, можно определить pH раствора:

pH= - lg pH = − lgСH+ = − lg1,32 10−8 = 7,9.

Задачи для самостоятельного решения

1. Константа диссоциации муравьиной кислоты HCOOH равна 1,77∙10-4, а гидроксида аммония - 1,77∙10-5. Рассчитайте константы гидролиза следующих солей: HCOONa; HCOONH4;

NH4NO3.

Ответ:5,64∙10-11; 3,20∙10-6; 5,65∙10-10.

2. Константа диссоциации хлорноватистой кислоты HClO равна 3,0 ∙10-8. Найдите степень гидролиза гипохлорита натрия при следующих молярных концентрациях эквивалента: 0,0001; 0,001; 0,01; 0,1; 1 моль/дм3 . По полученным данным сделайте вывод о зависимости степени гидролиза от концентраций раствора.

Ответ: 5,75∙10-2; 1,81∙10-2;5,75∙10-3;1,81∙10-3; 5,75∙10-4.

38

3. Определите степень гидролиза и pH раствора с молярной концентрацией эквивалента KCN 0,005 моль/дм3, если

КKCN= 4,9∙10-10. Ответ: 0,063; 10,5.

4. Водородный показатель раствора с молярной концентрацией эквивалента гипохлорита калия 0,003 моль/дм3 равен 9,5. Вычислите степень гидролиза этой соли.

Ответ: 1,06∙10-2.

4. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это реакции, протекающие с изменением степеней окисления одного или нескольких элементов, входящих в состав реагирующих веществ, которое происходит в результате переноса электрона от одних атомов, ионов или молекул (восстановителей) к другим атомам, ионам или молекулам (окислителям).

Степень окисления (с. о.) – это условный заряд, который приписывают атомам в электронейтральной молекуле или многоатомном ионе.

Положительная степень окисления характерна для того из двух элементов, участвующих в образовании химической связи, который является наименее электроотрицательным. Отрицательная степень окисления – для наиболее электроотрицательного элемента. Также степень окисления может равняться нулю для элементов, входящих в состав как простых, так и сложных веществ.

Для вычисления степеней окисления элементов в соединении необходимо соблюдать следующие правила.

1.Степени окисления элементов в простых веществах принимаются равными нулю.

2.Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, равна нулю; сумма степеней окисления атомов в многоатомном ионе по знаку и величине равна заряду этого иона.

39