Константы диссоциации некоторых слабых кислот и оснований 7 страница

Задание VIII. По значению pH определить концентрацию предложенного раствора слабого электролита и выразить ее всеми возможными способами (табл.4.5).

Таблица 4.5

Окончание табл.4.5

Задание IX. Определить pH при смешивании двух растворов электролитов (табл.4.6).

Таблица 4.6

Окончание табл.4.6

Задание X. Решить задачи.

459. Смешали 10 л соляной кислоты концентрацией 3,65 г/л и 15 л гидроксида натрия концентрацией 2 г/л. Определить рН полученного раствора.

460. Найти объем раствора с рН = 3,8, если после добавления к нему 0,6 л раствора с рН = 10,5 образовался раствор с рН = 4,2.

461. Вычислить объем раствора 0,005 М соляной кислоты, если после добавления к нему 0,5 л раствора гидроксида бария концентрацией 0,003 моль/л получился раствор с рН = 4,03.

462. Определить объем раствора с рН = 10,13, если после добавления к нему 30 л раствора с рН = 9,76 образовался раствор с рН = 9,92.

463. Смешали 40 м³ раствора с рН = 6,7 и 2000 л раствора с рН = 8,3. Определить рН раствора после смешивания.

464. Определить объем раствора с рН = 13,4, если после добавления к нему 40000 л раствора с рН = 4,8 образовался раствор с рН = 8,5.

465. Определить рН раствора, если к 40 л раствора с рН = 6,7 добавили 2 л раствора с рН = 8,3.

466. Смешали 2 л серной кислоты концентрацией 0,01 моль/л и 3 л щелочи с рН = 12,5. Определить рН полученного раствора.

467. Определить объем раствора с рН = 11,3, если после добавления к нему 0,2 л раствора с рН = 2,9 и 0,5 л раствора с рН = 3,5 образовался раствор с рН = 4,1.

468. Определить объем раствора с рН = 2,14, если после добавления к нему 1,75 л раствора с рН = 11,85 образовался раствор с рН = 10,23.

469. Смешали 0,2 л 0,5 н. HCl и 0,3 л 0,3 М NaOH. Определить рН раствора после смешивания.

470. Определить объем раствора с рН = 10,13, если после добавления к нему 30 л раствора с рН = 9,76 образовался раствор с рН = 9,92.

471. Определить объем раствора с рН = 3,4, если после добавления к нему 9,8 л раствора с рН = 9,8 образовался раствор с рН = 4,6.

472. Определить рН раствора после смешивания 200 мл 0,5 н. раствора серной кислоты и 300 мл раствора едкого натра с концентрацией 0,3 моль/л.

473. Смешали 100 мл 0,015 н. раствора и 100 мл 0,09 н. раствора серной кислоты. Рассчитать рН полученного раствора.

474. Смешали 20 мл 0,5 н. раствора соляной кислоты и 10 мл 0,2 н. раствора гидроксида бария. Найти рН полученного раствора.

475. К 100 мл 0,2-процентного раствора едкого натра (NaOH) прибавили 200 мл 0,1-процентного раствора NaOH. Рассчитать рН полученного раствора.

476. К 200 мл 0,7 н. раствора серной кислоты прибавили 300 г воды. Рассчитать конечную концентрацию серной кислоты и определить рН раствора.

477. Смешали 54 мл 0,5-процентного раствора NaOH и 10 мл 0,2-процентного раствора NaOH. Рассчитать концентрацию полученного раствора и определить его рН.

478. Каким будет рН раствора, если к 500 мл 0,3-про­центного раствора КОН прибавить 500 мл воды?

479. Смешали 4 мл серной кислоты концентрацией 0,46 % и 200 мл серной кислоты концентрацией 0,001 моль/л. Рассчитать рН полученного раствора.

480. Смешали 8 л раствора соляной кислоты концентрацией 0,04 моль/л и 11 л раствора ее же концентрацией 2 г/л. Рассчитать рН полученного раствора.

481. К раствору объемом 30 мл, содержащему 0,109 г серной кислоты в 100 мл раствора, прибавили 40 мл раствора NaOH, содержащего 0,098 г гидроксида натрия в 100 мл раствора. Найти концентрацию (в молях на литр) того вещества, которое останется в избытке, и вычислить рН полученного раствора.

482. Смешали 10 мл 0,12-процентного раствора HCl и 10 мл 0,076-процентного раствора HCl. Рассчитать процентную концентрацию и рН полученного раствора.

483. К 10 мл 6-процентного раствора соляной кислоты плотностью 1,03 г/см³ прибавили 10 мл 1-процентного раствора гидроксида бария плотностью 1,0 г/см³. Вычислить рН образующегося раствора.

Задание XI. Определить pH раствора после разведения (табл.4.7).

Таблица 4.7

Окончание табл.4.7

4.4. Гидролиз

Гидролиз – процесс разложения химических соединений в результате реакции с водой. Гидролиз соли – это реакция, обратная процессу образования соли путем нейтрализации кислоты основанием:

нейтрализация Þ

НА + МОН Û МА + Н₂О.

кислота основание Ü гидролиз соль вода

Гидролизуются только соли, содержащие в своем составе ионы слабых электролитов: слабой кислоты или слабого основания.

Правила составления уравнений гидролиза следующие:

1. Записывают уравнение диссоциации соли.

2. Определяют ион слабого электролита, который может гидролизоваться. Ионов сильных кислот и оснований сравнительно немного, наиболее распространенные следует запомнить: анионы NO₃^-, SO₄^2-, Cl^-, Br^-, I^-, ClO₄^-, катионы Na⁺, K⁺ и других щелочных металлов, а также Ba²⁺ и Sr²⁺. Перечисленные ионы не гидролизуются! Все остальные ионы, за редким исключением, образуют слабые электролиты и гидролизуются.

3. Составляют ионное уравнение гидролиза по схеме:

ион слабого электролита + вода Û слабый электролит + ион,

оставшийся от молекулы воды.

4. Записывают молекулярное уравнение гидролиза, добавляя к ионам противоионы.

В зависимости от состава соли различают следующие типы гидролиза:

· Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой. Гидролизуется анион слабой кислоты.

А^- + Н₂О Û НА + ОН^-. (4.19)

В растворе появляются ионы ОН^-, поэтому среда – щелочная, рН > 7.

Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой. Гидролизуется катион слабого основания.

М⁺ + Н₂О Û МОН + Н⁺.

В растворе появляются ионы Н⁺, поэтому среда кислая, рН < 7.

· Гидролиз соли, образованной двумя слабыми электролитами. Гидролиз протекает как по катиону, так и по аниону

М⁺ + А^- + Н₂О → МОН + НА.

Образующиеся слабые кислота и основание диссоциируют в разной степени, поэтому среда в растворе зависит от их относительной силы. Если кислота сильнее, то ее константа диссоциации больше и среда слабокислая. Если сильнее основание, то среда слабощелочная.

Количественные характеристики гидролиза - константа и степень гидролиза. В большинстве случаев константа гидролиза K_h не превышает 10^–3 и гидролиз солей, образованных одним слабым электролитом, протекает в малой степени. Гидролиз многозарядных ионов в основном проходит по первой ступени. От значения константы гидролиза зависит рН раствора соли.

Степенью гидролиза b (аналогично степени диссоциации) называют отношение числа гидролизованных ионов к общему числу ионов слабого электролита в растворе.

Вычисление количественных характеристик гидролиза производится в зависимости от того, как образована соль:

· Соль образована одним слабым электролитом. Константа гидролиза

, (4.20)

где K_{h 1} – константа гидролиза по первой ступени, K_w – ионное произведение воды, при 298 K K_W = 10^-14; K_dn – константа диссоциации продукта гидролиза.

Константы диссоциации гидроксокомплексов металлов называют ступенчатыми константами нестойкости, их значения даны в справочнике в таблице констант нестойкости гидроксокомплексов (прил.2).

Степень гидролиза связана с константой гидролиза уравнением

,

где С – концентрация гидролизующегося иона, моль/кг.

В растворах солей, гидролизующихся по аниону, среда щелочная (см. уравнение (67)) и расчет рН ведут по формуле:

.

В растворах солей, гидролизующихся по катиону, среда кислая, согласно уравнению (4.19), и расчет рН ведут по формуле

.

· Соль образована двумя слабыми электролитами. Константа гидролиза

, (4.21)

где K _осн и K _к – константы диссоциации основания и кислоты, образующих соль. Формула (4.21) служит для расчета константы гидролиза по табличным значениям констант диссоциации.

Степень гидролиза

.

Отношение концентраций ионов Н⁺ и ОН^- в растворе соли определяется относительной силой кислоты и основания:

где K _к и K _осн – константы диссоциации слабых кислоты и основания, которыми образована соль.

Таким образом, при 298 К (K_W = 10^-14):

или

.

Константа и степень гидролиза у соли, образованной двумя слабыми электролитами, значительно выше, чем у солей, образованных одним слабым электролитом.

Пример 17. составить молекулярное и ионное уравнения гидролиза, указать характер среды для сульфата железа (II).

Решение. Напишем уравнение диссоциации соли: FeSO₄ ® ® Fe²⁺ + SO₄^2-. Определим сильный и слабый электролиты. Иону Fe²⁺ соответствует слабое основание Fe(OH)₂, иону SO₄^2- – сильная кислота H₂SO₄. Следовательно, гидролиз идет по катиону.

Составим ионное уравнение гидролиза (по первой ступени): Fe²⁺ + HOH ® FeOH⁺ + H⁺. В ходе гидролиза образуются ионы H⁺, среда кислая.

Составим молекулярное уравнение гидролиза и уравняем его как обычную реакцию обмена:

2 FeSO₄ + 2H₂O ® (FeOH)₂SO₄ + H₂SO₄.

Пример 18. составить молекулярное и ионное уравнения гидролиза, указать характер среды для карбоната калия.

Решение. Напишем уравнение диссоциации соли: K₂CO₃ ® ® K⁺ + CO₃^2-. Определим сильный и слабый электролиты. Иону K⁺ соответствует сильное основание KOH, иону CO₃^2- – слабая кислота H₂CO₃. Следовательно, гидролиз идет по аниону.

Составим ионное уравнение гидролиза (по первой ступени): CO₃^2- + HOH ® HCO₃^- + OH^-. В ходе гидролиза образуются ионы OH^-, среда в растворе щелочная.

Составим молекулярное уравнение гидролиза и уравняем его как обычную реакцию обмена:

K₂CO₃ + H₂O ® KHCO₃ + KOH.

Пример 19. составить молекулярное и ионное уравнения гидролиза, указать характер среды для нитрита аммония.

Решение. Напишем уравнение диссоциации соли: NH₄NO₂ ® ® NH₄⁺ + NO₂^-. Определим сильный и слабый электролит. Иону NH₄⁺ соответствует слабое основание NH₄OH, иону NO₂^- – слабая кислота HNO₂. Следовательно, гидролиз идет как по катиону, так и по аниону. Составим ионное уравнение гидролиза:

NH₄⁺ + NO₂^- + HOH ® NH₄OH + HNO₂.

Составим молекулярное уравнение гидролиза и уравняем его как обычную реакцию обмена:

NH₄NO₂ + H₂O ® NH₄OH + HNO₂.

Пример 20. Вычислить рН раствора сульфата аммония концентрацией 0,1 моль/л.

Решение. Составим ионное уравнение гидролиза: NH₄⁺ + H₂O ® NH₄OH + H⁺. Значение константы диссоциации гидроксида аммония K_d = 1,76×10^-5. Вычислим константу гидролиза

Найдем концентрацию ионов аммония. Согласно уравнению диссоциации сульфата аммония (NH₄)₂SO₄ ® 2 NH₄⁺ + SO₄^2-,

Вычислим концентрацию ионов

и

рН = –lg[H⁺] = –lg(1,066×10^-5) = 4,97.

Пример 21. вычислить степень гидролиза карбоната натрия в растворе с рН = 12.

Решение. Составим ионное уравнение гидролиза: CO₃^2- + + H₂O ® HCO₃^- + OH^-. Вторая константа диссоциации угольной кислоты K_{d 2} = 4,69×10^-11. Первая константа гидролиза по уравнению (4.20)

Из формулы найдем концентрацию карбонат-иона

,

где [OH^-] = 10^-pOH = 10^-(14-12) = 10^-2.

Вычислим степень гидролиза

Задание XII. Составить молекулярные и ионные уравнения гидролиза, указать характер среды.

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: