Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Учебное пособие по общей, неорганической и аналитической химии (направление подготовки 36.03.02 – «Зоотехния», квалификация «бакалавр»)
.pdf
Применяя закон действующих масс можно записать вы-
ражение константы диссоциации:
КД = [H+]·[OH–] / [H2O].
Из экспериментальных данных при 250С КД = 1,86∙10
–16
Так как концентрация ионов воды очень мала, концентрацию
недиссоциированной части молекул воды можно считать постоянной величиной равной:
[H2O] = 1000/18 = 55,56 моль/л, где 18 – молярная масса
воды, т.е. в 1л (массой 1000г) содержится 55,56 молей воды.
Подставив эту величину в выражение КД, получим, так называемое, ионное произведение КW :
КW = Кд·[H2O] = [H+]·[OH–] = 1,86·10
–16
·55,56 = 1·10
–14
Произведение концентраций ионов водорода и гид-
роксид-ионов называется ионным произведением воды
КW = [H+]·[OH–].
KW – величина постоянная, и при температуре 25оС
КW = 10
–14
. С повышением температуры ионное произведение воды возрастает, т.к. процесс диссоциации воды эндотермический (например, при 100оС КW = 74·10
–14
). Ионное
произведение воды даёт возможность вычислить концентрацию гидроксид-ионов для любого водного раствора, если известна концентрация ионов водорода, и наоборот.
Из уравнения электролитической диссоциации воды
видно, что концентрации водородных и гидроксильных
ионов в чистой воде равны: [H+] = [OH–] = 10–7 моль/л –
среда нейтральная; если [H+] > 10–7 – среда кислая и при
[H+] < 10–7 – среда щелочная.
Водородным показателем рН называется отрица-
тельный десятичный логарифм концентрации ионов
водорода: pH = – lg [H+].
Например, если [H+] = 10–3 моль/л, то рН = 3, среда
раствора – кислая; если [H+] = 10
–12
моль/л, то рН =
.
81
12, среда раствора – щелочная.
ШКАЛА ЗНАЧЕНИЙ pH
Рис.13
Качественно реакцию среды и рН водных растворов
электролитов определяют с помощью индикаторов – ве-
ществ, которые изменяют свой цвет в зависимости от
среды растворов, т.е. рН раствора.
На практике применяют индикаторы: лакмус, метило-
вый оранжевый, фенолфталеин и универсальный. Они
изменяют свою окраску в малом интервале рН: лакмус – в интервале от 5,0 до 8,0; метилоранж – от 3,1 до 4,4 и фенолфталеин – от 8,2 до 10,0; универсальный индикатор можно использовать для качественного определения рН в широком интервале от 0 до 14.
РЕАКЦИИ ИОНОГО ОБМЕНА
Примеры решения задач
Пример 1. ПР(РbSО4) = 2,2.10-8. Чему равна концен-
трация ионов Рb2+ и SО
2-
в насыщенном растворе сульфата
4
82
свинца и его растворимость, выраженная молярной и массо-
2
2
4
2
хххCС
SOPb
2
4
2
SOPb
CС
8102,2
вой концентрациями?
Решение.
В насыщенном растворе сульфата свинца существует ге-
терогенное равновесие: РbSО
4 (т)
↔ Рb
2+
(р-р)
+ SО
42-(р-р)
х х х
ПР(РbSО4)=
Растворимость бинарного электролита равна молярной
концентрации каждого из его ионов:
s=х =
=
1,5 10-4 моль/л.
Растворимость соли, выраженная массовой концентра-
цией, равна : s∙М= 1,5 ·10-4 моль/л ·303 г/моль = 0,0455 г/л.
Пример 2. Составьте уравнения реакций, протекаю-
щих в водных растворах, в молекулярной, ионной и сокращенной ионной формах: 1) между сульфидом натрия и сульфатом меди (II), 2) между гидроксидом железа (III) и соляной
кислотой.
Решение.
Решение задачи разобьем на этапы:
а) составляем уравнение реакции в молекулярной фор-
ме: Na2S + CuSO4 = CuS↓ + Na2SO4
б) составляем уравнение реакции в ионной форме, изобразив формулы растворимых сильных электролитов в виде
ионов, на которые они диссоциируют практически полностью, а формулы остальных веществ (например, выпадающих
в осадок или слабых электролитов) оставим без изменения:
2 Na+ +S2- + Cu2+ + SO
2-
= CuS↓ + 2Na+ + SO
4
2-
4
в) исключаем из правой и левой частей одинаковые количества одноименных ионов (они подчеркнуты);
г) записываем уравнение в сокращенной ионной форме:
S2- + Cu2+ = CuS↓
83
2. а) составляем уравнение реакции в молекулярной
][
]][[
3
3
COOHCH
HCOOCH
К
1,0
2,0][
108,1
3
5
COOCH
форме:
Fe(OH)
+ 3 HCl = FeCl3 + 3H2O
3
б) составляем уравнение реакции в ионной форме, ос-
тавляя в виде молекул труднорастворимый гидроксид железа
и воду, являющуюся слабым электролитом:
Fe(OH)3 ↓ + 3 H+ + 3 Cl- = Fe3+ + 3 Cl- + 3H2O
в) исключаем из правой и левой частей одинаковые ко-
личества одноименных ионов (они подчеркнуты);
г) записываем уравнение в сокращенной ионной форме:
Fe(OH)3 ↓ + 3 H+ + = Fe3+ + 3H2O
Пример 3. Вычислите концентрацию ионов СН3СОО- в
растворе, 1 л которого содержит 0,1 моль СН3СООН и
0,2 моль НCl, считая диссоциацию HCl полной.
Решение.
1. Напишем уравнение диссоциации уксусной кислоты:
СН3СООН↔СН3СОО- + Н+
2. Напишем выражение константы диссоциации уксус-
ной кислоты:
3. Соляная кислота является сильной и диссоциирует
полностью, поэтому [H+]=0,2
HCl↔H+ + Cl-
4. Подставим все значения в выражение константы дис-
социации уксусной кислоты:
[CH3COO-] = 9.10
-6
Пример 4. Вычислите рН 1%-ного раствора уксусной
кислоты. Плотность раствора принять равной 1.
84
Решение.
M
VM
m
С
М
17,0
10060
100011000
][
]][[
3
3
COOHCH
HCOOCH
К
17,0
108,1
5
хх
Вычислим молярную концентрацию уксусной кислоты,
учитывая, что плотность раствора равна 1, тогда объем раствора равен массе и равен 100 мл:
Напишем уравнение диссоциации уксусной кислоты:
х х
СН3СООН↔СН3СОО- + Н+
1 моль 1 моль
Напишем выражение константы диссоциации уксусной
кислоты:
Подставим все значения в выражение константы диссоциации уксусной кислоты:
х = [H+] = 1,7.10
-3
Вычислим значение рН:
рН = -lg[H+] = - lg 1,7.10-3= - (lg1,7 + lg10-3) = 2,8
Контрольные задания
101. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные
уравнения реакций взаимодействия в растворах между:
а) K3BO3 и HNO3;
б) K3PO4 и CaCl2.
102. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются следующими ионно-молекулярными уравнениями:
а) 3Bа2+ + 2РО
3-
= Bа3(РО4)2↓;
4
85
б) NH
+
+ OH- = NH4OH.
4
103. Какое из веществ: Zn(ОН)2, CuSO4 или K2CrO4 бу-
дет взаимодействовать с КОН? Выразите эти реакции молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями.
104. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются следующими ионно-молекулярными уравнениями:
а) SO
2-
+ 2H+ = H2O + SO2↑;
3
б) Hg2+ + 4Br- = [HgBr4]2-.
105. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются следующими ионно-молекулярными уравнениями:
а) Cu2+ + CO
б) 2Н+ + 2NO
2-
= CuCO3↓;
3
-
= NO↑ + NO2↑ + H2O.
2
106. Какое из веществ (KHCO3, CdSO4 или K3PO4) будет
взаимодействовать с KOH? Выразите эти реакции молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями.
107. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные
уравнения реакций взаимодействия в растворах между:
а) CdCl2 и K2S;
б) КНSiО3 и НСl.
108. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные
уравнения реакций взаимодействия в растворах между:
а) KHCO3 и H2SO4;
б) MgSO4 и Na3PO4.
109. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные
уравнения реакций взаимодействия в растворах между:
а) HCOONa и H2SO4;
86
б) Bi(NO3)3 и K3PO4.
110. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные
уравнения реакций взаимодействия в растворах между:
а) CH3COOLi и H2SO4;
б) Na2S и CoSO4.
111. Какое вещество: ZnSO4, ZnCl2 или К2СrO4 будет
взаимодействовать с Pb(NO3)2? Выразите эти реакции молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями.
112. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются следующими ионно-молекулярными уравнениями:
а) Сr3+ + 4OH- = [Cr(OH)4]-;
б) 2Ag+ + CO
2-
= Ag2CO3↓.
3
113. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются следующими ионно-молекулярными уравнениями:
а) Mg2+ + 2OH- = Mg(OH)2↓;
б) Н+ + НСОО- = НСООН.
114. Какое вещество: H2SO4, Mg(NO3)2 или Na2CO3 будет взаимодействовать с K2SiO3? Выразите эти реакции молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями.
115. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются следующими ионно-молекулярными уравнениями:
а) Cd2+ + 4NH4OH = [Cd(NH3)4]2+ + 4 H2O;
б) СО
2-
+ 2H+ = CO2↑ + H2O.
3
87
116. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные
уравнения реакций взаимодействия в растворах между:
а) AgNO3 и ВаСl2;
б) MnCl2 и NH4OH.
117. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные
уравнения реакций взаимодействия в растворах между:
а) ZnCl2 и Na2CO3;
б) NaNO2 и H2SO4.
118. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются следующими ионно-молекулярными уравнениями:
а)Pb2+ + 2IO
б) NH4OH + H+ = NH
-
= PbIO3↓;
3
+
+ H2O.
4
119. Какое из веществ: KHCO3, Cu(NO3)2 или Ca(OH)2
будет взаимодействовать с HCl? Выразите эти реакции молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями.
120. Какое из веществ: Na2CO3, BaCl2 или Cu(NO3)2 будет взаимодействовать с H2SO4? Выразите эти реакции молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями.
V.IX ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Водные растворы солей имеют разные значения рН и
показывают различную реакцию среды – кислую, щелочную
или нейтральную.
Например, водный раствор нитрата алюминия Al(NO3)3
имеет кислую среду (рН < 7), раствор карбоната натрия
Na2CO3 – щелочную среду (рН > 7), растворы хлорида натрия
NaCl и нитрита свинца Pb(NO2)2 – нейтральную среду (рН =
88
7). Эти соли не содержат в своем составе ионы водорода Н+
или гидроксид-ионы ОН¯, которые определяют среду раствора. Изменение рН объясняется тем, что в водных растворах
соли подвергаются гидролизу.
Гидролизом соли называется взаимодействие ионов
соли с водой, в результате которого образуются слабые
электролиты.
Например, раствор ацетата натрия CH3COONa имеет
щелочную реакцию среды. Эта соль, как сильный электролит,
при растворении в воде полностью диссоциирует на ионы Na+
и СН3СОО–, которые взаимодействуют с Н+ и ОН– – ионами
воды. При этом ионы Na+ не могут связывать ионы ОН– в молекулы, т.к. NaOH является сильным электролитом и существует в растворе только в виде ионов. В то же время ацетатионы связывают ионы Н+ с образованием молекул слабого
электролита – уксусной кислоты, в результате чего новые молекулы Н2О диссоциируют на Н+ и ОН– – ионы. Эти процессы
протекают до тех пор, пока не установится равновесие:
СН3СОО– + Н+ СН3СООН ,
Н2О Н+ + ОН–
Суммарное уравнение одновременно протекающих про-
цессов имеет вид СН3СОО– + Н2О СН3СООН + ОН–
Это уравнение показывает, что в результате образования
слабого электролита (уксусной кислоты) смещается ионное
равновесие диссоциации воды и создается избыток ОН– – ионов, а раствор приобретает щелочную реакцию. Применив к
данному обратимому процессу закон действующих масс получим:
К = [CH3COOH]∙[OH–] / [CH3COO–]∙[H2O]
Концентрация воды в растворе соли постоянна, поэтому
[Н2О] объединяем с К :
К∙[Н2О] = [СН3СООН]∙[ОН–] / [СН3СОО–] = КГ ,
где КГ – константа гидролиза. Чем больше КГ, тем
сильнее соль подвергается гидролизу.
89
Гидролиз – процесс обратимый для многих солей. В со-
стоянии равновесия только часть молекул соли гидролизуется. Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза (h), выраженной в процентах.
Степень гидролиза равна отношению числа гидролизо-
ванных молекул соли к общему числу растворенных молекул:
h = (n / N)·100% ,
где: n – число молекул, подвергшихся гидролизу; N –
общее число растворенных молекул соли.
Степень гидролиза можно выразить через ионное произведение воды КW, концентрацию раствора См, константу диссоциации образующегося слабого электролита КЭ:
_____________
h ≈ √ КW/См·КЭ.
Из этой зависимости видно, что степень гидролиза может увеличиться при:
1) увеличении КW, т.е. с повышением температуры; 2)
уменьшении концентрации См (при разбавлении раствора); 3)
уменьшении КЭ, т.е., чем слабее образующаяся при гидролизе
кислота или основание, тем выше степень гидролиза.
Таким образом, степень гидролиза зависит от при-
роды соли, концентрации раствора, температуры.
Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты с основанием. Гидролизу подвергаются только
те соли, в состав которых входят или ионы слабой кислоты,
или ионы слабого основания. Если ионы растворённой соли
не взаимодействуют с ионами воды, не смещают равновесия
диссоциации её, то гидролизу соль не подвергается, при этом
среда остается нейтральной.
Гидролизу не подвергаются соли, образованные сильными основаниями и сильными кислотами (NaCl, КNO3,
Na2SO4, KMnO4 и др.).
Например, NaCl + HOH NaOH + HCl.
В ионной форме это уравнение будет иметь вид:
90
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]