МУ Общая химия

Таблица 8 – Условия задания №8

Пример 7.5 Смешали 200 мл 0,2М раствора H2SO4 и 300 мл 0,1М раствора NaOH. Рассчитайте pH образовавшегося раствора и концентрации ионов Na+ и SO42– в этом растворе.

Приведём уравнение реакции H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O к сокращённому ионно-молекулярному виду: H+ + OH- → H2O

Из ионно-молекулярного уравнения реакции следует, что в реакцию вступают только ионы H+ и OH– и образуют молекулу воды. Ионы Na+ и SO42– в реакции не участвуют, поэтому их количество после реакции такое же как и до реакции.

Расчёт количеств веществ до реакции: n(H2SO4) = 0,2 моль/л × 0,1 л = 0,02 моль = n(SO42-);

n(H+) = 2 × n(H2SO4) = 2 × 0,02 моль = 0,04 моль; n(NaOH) = 0,1 моль/л · 0,3 л = 0,03 моль = n(Na+) = n(OH– ).

Ионы OH– – в недостатке; они прореагируют полностью. Вместе с ними прореагирует столько же (т.е. 0,03 моль) ионов H+.

Расчёт количеств ионов после реакции:

n(H+) = n(H+)до реакции – n(H +)прореагировавших = 0,04 моль – 0,03 моль = 0,01 моль; n(Na+) = 0,03 моль; n(SO42– ) = 0,02 моль.

Т.к. смешиваются разбавленные растворы, то

Vобщ. » Vраствора H2SO4 + V раствора NaOH » 200 мл + 300 мл = 500 мл = 0,5 л.

41

C(Na+) = n(Na+) / Vобщ. = 0,03 моль : 0,5 л = 0,06 моль/л; C(SO42-) = n(SO42-) / Vобщ. = 0,02 моль : 0,5 л = 0,04 моль/л; C(H+) = n(H+) / Vобщ. = 0,01 моль : 0,5 л = 0,02 моль/л;

pH = –lg C(H +) = –lg 2·10 –2 = 1,699.

Задание №9

Рассчитайте pH и молярные концентрации катионов металла и анионов кислотного остатка в растворе, образовавшемся в результате смешивания раствора сильной кислоты с раствором щёлочи (таблица 9).

Таблица 9 – Условия задания №9

8 ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

При растворении в воде любой соли происходит диссоциация этой соли на катионы и анионы. Если соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты (например, нитрит калия KNO2), то нитрит-ионы будут связываться с ионами H+, отщепляя их от молекул воды, в результате чего образуется слабая азотистая кислота. В результате этого взаимодействия в растворе установится равновесие:

NO2– + HOH HNO2 + OH–

KNO2 + HOH HNO2 + KOH.

Таким образом, в растворе соли, гидролизующейся по аниону, появляется избыток ионов OH– (реакция среды – щелочная; pH > 7).

42

Если соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты (например, хлорид аммония NH4Cl), то катионы NH4+ слабого основания будут отщеплять ионы OH– от молекул воды и образовывать слабодиссоциирующий электролит – гидроксид аммония1.

NH4+ + HOH NH4OH + H+.

NH4Cl + HOH NH4OH + HCl.

В растворе соли гидролизующейся по катиону появляется избыток ионов H+ (реакция среды – кислая pH < 7).

При гидролизе соли, образованной катионом слабого основания и анионом слабой кислоты (например, фторид аммония NH4F) катионы слабого основания NH4+ связываются с ионами OH– , отщепляя их от молекул воды, а анионы слабой кислоты F – связываются с ионами H+, в результате чего образуется слабое основание NH4OH и слабая кислота HF:2

NH4+ + F– + HOH NH4OH + HF

NH4F + HOH NH4OH + HF.

Реакция среды в растворе соли, гидролизующейся и по катиону, и по аниону определяется тем, какой из образующихся в результате гидролиза малодиссоциирующих электролитов является более сильным (это можно выяснить, сравнив константы диссоциации). В случае гидролиза NH4F среда будет кислой (pH<7), поскольку HF – бо-

лее сильный электролит, чем NH4OH: KNH4OH = 1,8·10–5 < KHF = 6,6·10–4 .

Таким образом, гидролизу (т.е. разложению водой) подвергаются соли, образованные:

–катионом сильного основания и анионом слабой кислоты (KNO2, Na2CO3, K3PO4);

–катионом слабого основания и анионом сильной кислоты (NH4NO3, AlCl3, ZnSO4);

–катионом слабого основания и анионом слабой кислоты (Mg(CH3COO)2, NH4F).

C молекулами воды взаимодействуют катионы слабых оснований или (и) анионы слабых кислот; соли образованные катионами сильных оснований и анионами сильных кислот гидролизу не подвергаются.

Гидролиз солей, образованных многозарядными катионами и анионами, протекает ступенчато; ниже на конкретных примерах показана последовательность рассуждений, которой рекомендуется придерживаться при составлении уравнений гидролиза таких солей.

Примечания 1. Как уже отмечалось ранее (см. примечание 2 на стр. 5) существует альтернативная точ-

ка зрения, согласно которой гидроксид аммония является сильным основанием. Кислая реакция среды в растворах солей аммония, образованных сильными кислотами, например, NH4Cl, NH4NO3, (NH4)2SO4, объясняется при таком подходе обратимо протекающим процессом диссоциации иона аммония NH4+ NH3 + H+ или, более точно NH4+ + H2O NH3 + H3O+.

2. Если гидроксид аммония считать сильным основанием, то в растворах солей аммония, образованных слабыми кислотами, например, NH4F следует рассматривать равновесие NH4+ + F– NH3 + HF, в котором происходит конкуренция за ион H+ между молекулами аммиака и анионами слабой кислоты.

43

Пример 8.1 Запишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза карбоната натрия. Укажите pH раствора (pH>7, pH<7 или pH=7).

1.Уравнение диссоциации соли: Na2CO3 → 2Na+ + CO32–

2.Соль образована катионами (Na+) сильного основания NaOH и анионом (CO32– ) слабой кислоты H2CO3. Следовательно, соль гидролизуется по аниону:

CO32– + HOH … .

Гидролиз в большинстве случаев протекает обратимо (знак ); на 1 ион, участвую-

щий в процессе гидролиза, записывается 1 молекула HOH.

3. Отрицательно заряженные карбонат ионы CO32– связываются с положительно заряженными ионами H+, отщепляя их от молекул HOH, и образуют гидрокарбонат ионы HCO3– ; раствор обогащается ионами OH– (щелочная среда; pH>7):

CO32– + HOH HCO3– + OH– .

Это ионно-молекулярное уравнение первой стадии гидролиза Na2CO3.

4. Уравнение первой стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, соединив все имеющиеся в уравнении CO32– + HOH HCO3– + OH– анионы (CO32– , HCO3– и OH– ) с катионами Na+, образовав соли Na2CO3, NaHCO3 и основание NaOH:

Na2CO3 + HOH NaHCO3 + NaOH.

5. В результате гидролиза по первой стадии образовались гидрокарбонат ионы, которые участвуют во второй стадии гидролиза:

HCO3– + HOH H2CO3 + OH–

(отрицательно заряженные гидрокарбонат ионы HCO3– связываются с положительно заряженными ионами H+, отщепляя их от молекул HOH).

6. Уравнение второй стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав имеющиеся в уравнении HCO3– + HOH H2CO3 + OH– анионы (HCO3– и OH– ) с катионами Na+, образовав соль NaHCO3 и основание NaOH:

NaHCO3 + HOH H2CO3 + NaOH

В результате этих рассуждений получаем следующие уравнения гидролиза:

Пример 8.2 Запишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза сульфата алюминия. Укажите pH раствора (pH>7, pH<7 или pH=7).

1.Уравнение диссоциации соли: Al2(SO4)3 → 2Al3+ + 3SO42–

2.Соль образована катионами (Al3+) слабого основания Al(OH)3 и анионами

(SO42– ) сильной кислоты H2SO4. Следовательно, соль гидролизуется по катиону; на 1

ион Al3+ записывается 1 молекула HOH: Al3+ + HOH … .

3. Положительно заряженные ионы Al3+ связываются с отрицательно заряженными ионами OH– , отщепляя их от молекул HOH, и образуют ионы гидроксоалюминия AlOH2+; раствор обогащается ионами H+ (кислая среда; pH<7):

Al3+ + HOH AlOH2+ + H+.

Это ионно-молекулярное уравнение первой стадии гидролиза Al2(SO4)3.

4. Уравнение первой стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав все имеющиеся в уравнении Al3+ + HOH AlOH2+ + H+ катионы (Al3+, AlOH2+ и H+) с анионами SO42– , образовав соли Al2(SO4)3, AlOHSO4 и кислоту H2SO4:

44

Al2(SO4)3 + 2HOH 2AlOHSO4 + H2SO4.

5. В результате гидролиза по первой стадии образовались катионы гидроксоалюминия AlOH2+, которые участвуют во второй стадии гидролиза:

AlOH2+ + HOH Al(OH)2+ + H+

(положительно заряженные ионы AlOH2+ связываются с отрицательно заряженными ионами OH– , отщепляя их от молекул HOH).

6. Уравнение второй стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав все имеющиеся в уравнении AlOH2+ + HOH Al(OH)2+ + H+ катионы

(AlOH2+, Al(OH)2+, и H+) с анионами SO42– , образовав соли AlOHSO4, (Al(OH)2)2SO4 и

кислоту H2SO4:

2AlOHSO4 + 2HOH (Al(OH)2)2SO4 + H2SO4.

7. В результате второй стадии гидролиза образовались катионы дигидроксоалюминия Al(OH)2+, которые участвуют в третьей стадии гидролиза:

Al(OH)2+ + HOH Al(OH)3 + H+

(положительно заряженные ионы Al(OH)2+ связываются с отрицательно заряженными ионами OH– , отщепляя их от молекул HOH).

8. Уравнение третьей стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав имеющиеся в уравнении Al(OH)2+ + HOH Al(OH)3 + H+ катионы (Al(OH)2+ и H+) с анионами SO42– , образовав соль (Al(OH)2)2SO4 и кислоту H2SO4:

(Al(OH)2)2SO4 + 2HOH 2Al(OH)3 + H2SO4

В результате этих рассуждений получаем следующие уравнения гидролиза:

Пример 8.3 Запишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза ортофосфата аммония. Укажите pH раствора (pH>7, pH<7 или

pH=7).

1.Уравнение диссоциации соли: (NH4)3PO4 → 3NH4+ + PO43–

2.Соль образована катионами (NH4+) слабого основания NH4OH и анионами (PO43– ) слабой кислоты H3PO4. Следовательно, соль гидролизуется и по катиону, и

по аниону: NH4+ + PO43– +HOH … ; ( на одну пару ионов NH4+ и PO43– в данном случае записывается 1 молекула HOH). Положительно заряженные ионы NH4+ связываются с отрицательно заряженными ионами OH– , отщепляя их от молекул HOH, образуя слабое основание NH4OH, а отрицательно заряженные ионы PO43– связываются с ионами H+, образуя гидрофосфат ионы HPO42– :

NH4+ + PO43– + HOH NH4OH + HPO42– .

Это ионно-молекулярное уравнение первой стадии гидролиза (NH4)3PO4.

4. Уравнение первой стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав имеющиеся в уравнении NH4+ + PO43– + HOH NH4OH + HPO42– анионы

(PO43– , HPO42– ) с катионами NH4+, образовав соли (NH4)3PO4, (NH4)2HPO4:

(NH4)3PO4 +HOH NH4OH + (NH4)2HPO4.

5. В результате гидролиза по первой стадии образовались гидрофосфат анионы

45

HPO42– , которые вместе с катионами NH4+ участвуют во второй стадии гидролиза: NH4+ + HPO42– + HOH NH4OH + H2PO4–

(ионы NH4+ связываются с ионами OH– , ионы HPO42– – с ионами H+, отщепляя их от молекул HOH, образуя слабое основание NH4OH и дигидрофосфат ионы H2PO4– ).

6. Уравнение второй стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав имеющиеся в уравнении NH4+ + HPO42– + HOH NH4OH + H2PO4– анионы (HPO42– и H2PO4– ) с катионами NH4+, образовав соли (NH4)2HPO4 и NH4H2PO4:

(NH4)2HPO4 +HOH NH4OH + NH4H2PO4 .

7. В результате второй стадии гидролиза образовались дигидрофосфат анионы H2PO4– , которые вместе с катионами NH4+ участвуют в третьей стадии гидролиза:

NH4+ + H2PO4– + HOH NH4OH + H3PO4

(ионы NH4+ связываются с ионами OH– , ионы H2PO4– – с ионами H+, отщепляя их от молекул HOH и образуют слабые электролиты NH4OH и H3PO4).

8. Уравнение третьей стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав присутствующие в уравнении NH4+ + H2PO4– + HOH NH4OH + H3PO4 анионы H2PO4– и катионами NH4+ и образовав соль NH4H2PO4:

NH4H2PO4 +HOH NH4OH + H3PO4 .

В результате этих рассуждений получаем следующие уравнения гидролиза:

Процесс гидролиза протекает преимущественно по первой стадии, поэтому реакция среды в растворе соли, гидролизующейся и по катиону, и по аниону определяется тем, какой из малодиссоциирующих электролитов, образующихся на первой стадии гидролиза, является более сильным. В рассматриваемом случае

NH4+ + PO43– + HOH NH4OH + HPO42–

реакция среды будет щелочной (pH>7), поскольку ион HPO42– – более слабый элек-

тролит, чем NH4OH: KNH4OH = 1,8·10–5 > KHPO42– = KIII H3PO4 = 1,3×10–12 (диссоциация иона HPO42– – это диссоциация H3PO4 по третьей стадии, поэтому KHPO42– = KIII H3PO4).

Задание №10

Запишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза солей (таблица 10). Укажите pH раствора (pH>7, pH<7 или pH=7).

Таблица 10 – Условия задания №10

46

Продолжение таблицы 10

Список литературы

1.Лурье, Ю.Ю. Справочник по аналитической химии / Ю.Ю. Лурье. – М. : Хи-

мия, 1989. – 448 с.

2.Рабинович, В.А. Краткий химический справочник / В.А. Рабинович, З.Я. Ха-

вин – Л. : Химия, 1991. – 432 с.

3.Глинка, Н.Л. Общая химия / Н.Л. Глинка; под ред. В.А. Рабиновича. – 26- е

изд. – Л.: Химия, 1987. – 704 с.

4.Глинка, Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: учебное пособие для вузов / Н.Л. Глинка; под ред. В. А. Рабиновича и Х.М. Рубиной – 22- е изд. – Л.: Химия,

1984. – 264 с.

5. Общая и неорганическая химия : конспект лекций для студентов технологических специальностей : в 2 ч. / Могилёвский государственный университет продовольствия; авт.-сост. В.А. Огородников. – Могилёв, 2002. – Ч. 1 : Общие вопросы хи-

мии. – 96 с.

47