Файл: Сухарева ч 1.pdf

22

рН = 14 – рОН.

Для расчёта рОН воспользуемся формулой (16)

рОН = -lg [ОН ].

Концентрацию гидроксид – ионов определим по формуле (3) [ОН ] = n(ОН ) / V.

Таким образом, [ОН ] = n(ОН ) / V = 0,05моль / 0,1л = 0,5 моль/л.

рОН = -lg [ОН ] = -lg 0,5 = 0,3.

рН = 14 – рОН = 14 – 0,3 = 13,7.

Ответ: рН = 13,7.

Задание г)

Определите рН в растворе, полученном при сливании 450мл 0,01М раствора Ca(OH)2 и 300мл 0,02М раствора HCl.

Введём необходимые обозначения:

Объём раствора Ca(OH)2 - V1 = 150мл = 0,15л;

Молярная концентрация раствора Ca(OH)2 – С1 = 0,01моль/л; Объём раствора HCl – V2 = 300мл = 0,3л

Молярная концентрация раствора HCl – С2 = 0,02моль/л; Плотности всех растворов – ρ = 1г/мл.

Определить водородный показатель в третьем смешанном растворе– рН3.

Решение

Напишем уравнение реакции нейтрализации: Ca(OН)2 + 2HCl → CaCl2 + 2Н2О

Реакцию среды после процесса нейтрализации будет определять избыток кислоты или основания, если данные вещества не реагируют в эквимолекулярных соотношениях. Для ответа на вопрос, какое вещество находится в избытке, определим количество молей Ca(OН)2 (n1) и HCl (n 2)в смешанном растворе, используя формулу (3)

С1 = n1 / V1 → n1 = С1•V1 = 0,01моль/л • 0,015л = 0,0015моль n 2 = С2•V2 = 0,02моль/л • 0,3л = 0,006моль.

1 моль Ca(OН)2 реагирует с 2 моль HCl, следовательно 0,0015моль Ca(OН)2 прореагирует с 0,003моль HCl. Таким образом, HCl находится в избытке. Избыток количества молей HCl составляет:

∆n2 = 0,006моль – 0,003моль = 0,003моль

HCl – сильная кислота и диссоциирует нацело и необратимо:

HCl → H+ + Cl . Очевидно, что [H+]3 = С(HCl)3 = n(HCl)3 / V3

где [H+]3 – концентрация ионов водорода после процесса нейтрализации; С(HCl)3 – концентрация HCl после процесса нейтрализации;

n(HCl)3 – количество молей HCl после процесса нейтрализации; V3 – объём смешанного раствора.

23

Объём смешанного раствора равен сумме раствора Ca(OH)2 (V1) и раствора HCl (V2), так как плотности этих растворов равны 1г/мл:

V3 = V1 + V2 = 0,15л + 0,3л = 0,45л.

Рассчитаем концентрацию ионов водорода после процесса нейтрализации [H+]3 по формуле (3) и рН3 по формуле (15)

[H+]3 = n(HCl)3 / V3 = 0,003моль / 0,45л = 0,0067моль/л = 6,7•10-3моль/л. рН3 = - lg[Н+] = -lg 6,7•10-3моль/л = 2,17

Ответ: рН3 = 2,17.

4 ОБМЕННЫЕ РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

15Все реакции можно разделить на два типа: 1) реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов (окислительно-восстановительные реакции); 2) реакции, протекающие без изменения степени окисления элементов. Ко второму типу относятся обменные реакции в растворах электролитов. В разбавленных растворах электролитов реакции протекают в большинстве случаев между ионами. Для описания подобных реакций пользуются ионномолекулярными уравнениями. При составлении таких уравнений руководствуются следующими правилами: 1) в виде ионов записывают только хорошо растворимые и сильные электролиты; 2) в виде молекул записывают нерастворимые в воде соединения и слабые электролиты. В смеси разбавленных растворов двух электролитов обменная реакция возможна, если в результате образуются слабые электролиты и малорастворимые в воде соединения.

1) Пример образования малодиссоциированных соединений, более слабых, чем исходные электролиты.

Уравнение реакции в молекулярном виде:

3NaOН + Н3PO4 → Na3PO4 + 3Н2О

Уравнение реакции в молекулярном виде:

3Na+ + 3OН + Н3PO4 → 3Na+ + PO43 + 3Н2О

Уравнение реакции в молекулярном виде (краткое): 3OН + Н3PO4 → PO43 + 3Н2О

Вода слабее фосфорной кислоты, поэтому равновесие в данной реакции смещено вправо. Обратите внимание на то, что вода слабее любой кислоты и любого основания.

2) Пример образования малорастворимых в воде соединений. Уравнение реакции в молекулярном виде:

Na2SO4 + Ba(ОН)2 → BaSO4 + 2NaОН

Уравнение реакции в ионно-молекулярном виде:

2Na+ + SO42 + Ba2+ + 2ОН → BaSO4↓ + 2Na+ + ОН

Уравнение реакции в ионно-молекулярном виде (краткое): SO42 + Ba2+ → BaSO4↓

16Примером реакции обмена в растворе может служить гидролиз соли. Гидролиз – это процесс обменного взаимодействия вещества с водой. Упро-

щённо процесс гидролиза можно представить следующей схемой: К+А + Н+ОН ↔ К+ОН + Н+А

24

Реакция пойдёт, если хотя бы один из полученных продуктов является слабым электролитом. Таким образом, гидролизу подвержены все соли, образованные анионом слабой кислоты или катионом слабого основания. В кратком ионно – молекулярном виде гидролиз таких солей схематично можно предста-

вить следующими уравнениями:

А + Н+ОН ↔ Н+А + ОН К+ + Н+ОН ↔ К+ОН + Н+

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, не гидролизуются и реакция среды в растворах таких солей нейтральная (рН = 7).

Пример соли, гидролизующейся только по катиону: нитрат бериллия Bе(NO3)2. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой, поэтому реакция среды в растворе данной соли кислая (рН < 7).

Пример соли, гидролизующейся только по аниону: карбонат калия К2CO3. Соль образована слабой кислотой и сильным основанием, поэтому реакция среды в растворе данной соли щелочная (рН > 7).

Пример соли, гидролизующейся и по катиону, и по аниону: цианид аммония NH4СN (слабая кислота и слабое основание). Для определения реакции среды в растворе данной соли необходимо сравнить константы диссоциации кислоты и основания. Константа диссоциации основания (1.8•10-5) больше константы диссоциации кислоты (10-10), следовательно, реакция среды в водном растворе цианида аммония щелочная (рН > 7). Подробнее с уравнениями реакций гидролиз солей Bе(NO3)2, К2CO3 и NH4СN рассмотрен на стр.26-27.

Количественно гидролиз соли характеризуется степенью гидролиза (h) и константой гидролиза (Кг). Степень гидролиза (h) представляет собой отношение числа прогидролизованных молекул к общему числу молекул соли, введённых в раствор. Константа гидролиза – это константа равновесия процесса гидролиза. Например, для гидролиза по аниону в общем виде А + НОН ↔ НА + ОН можно записать:

где [ОН ] и [НА] - молярные концентрации гидроксид - ионов и слабой кислоты в растворе, моль/л;

[А ] - молярная концентрация аниона слабой кислоты в растворе (или концентрация соли, если кислота одноосновна), моль/л.

4.1 Вопросы к контрольному заданию

а) Напишите уравнения трёх реакций, указанных в пункте а) Вашего варианта, в молекулярном и ионно-молекулярном виде, в водном растворе, назовите полученные соединения

б) Определите, какие соли, указанные в задании б) будут подвергаться гидролизу в водном растворе. Приведите для данных солей молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза. Оцените реакцию среды в их водных растворах и приведите выражение константы гидролиза для каждой ступени гидролитических процессов.

25

Таблица 5 – Задания к разделу: «Основные классы неорганических соединений»

26

4.2 Пример решения контрольного задания (задача № 64 )

Задание а)

1) В результате реакции муравьиной кислоты с нитритом натрия в водном растворе, получаются формиат натрия и азотистая кислота;

НСООН + NaNO2 → НСООNa + НNO2

НСООН + Na+ + NO2 → НСОО + Na+ + НNO2.

Муравьиная и азотистая кислоты – слабые электролиты, поэтому в ионномолекулярном виде формулы этих соединений надо записывать в виде молекул.

2) В результате реакции гидроксида аммония с плавиковой (фтороводородной) кислотой получаются фторид аммония и вода:

NH4ОН + НF → NH4F + H2О

NH4ОН + НF → NH4+ + F + H2О

Гидроксид аммония и фтороводородная кислота – слабые электролиты, однако вода значительно более слабый электролит, поэтому равновесие процесса смещено в сторону прямой реакции.

3) В результате реакции гидроксида бария (сильного электролита) с оксидом серы (4) получаются мало растворимый в воде сульфит бария и вода (очень слабый электролит):

Ba(ОН)2 + SO2 → BaSO3 + H2О

Ba2+ + 2ОН + SO2 → BaSO3 ↓ + H2О

Задание б)

Из пяти солей, данных в условии задачи № 64, гидролизуются в водном растворе только три соли: карбонат калия (К2CO3); нитрат бериллия (Bе(NO3)2), и цианид аммония (NH4CN). Иодид натрия не гидролизуется в водном растворе, так как эта соль образована сильными электролитами: сильным основанием (гидроксидом натрия NaОН) и сильной иодоводородной кислотой (НJ). Нитрат кальция образован сильным основанием (гидроксидом кальция Сa(ОН)2) и сильной азотной кислотой (НNO3).

Карбонат калия (К2CO3) гидролизуется по аниону, так как данная соль образована сильным основанием (гидроксидом калия КОН) и слабой угольной кислотой (Н2CO3).

Уравнения реакции гидролиза карбоната калия в ионно-молекулярном виде (краткая форма) позволяют сделать вывод о щелочной реакции среды в водном растворе карбоната калия (рН > 7):

1-ая ступень - CO32 + H2О ↔ HCO3 + ОН 2-ая ступень - HCO3 + H2О ↔ Н2CO3 + ОН

Уравнения реакции гидролиза карбоната калия в молекулярном виде:

1-ая ступень – К2CO3 + H2О ↔ КHCO3 + КОН