V. 3. Растворы электролитов и их свойства
Типовые задачи и их решение
1.Температура кипения 3,2%-ного раствора ВаСl2 равна 100,208 оС. Вычислить кажущуюся степень диссоциации соли в растворе.
Решение.Согласно II-го закона Рауля для неэлектролитов:
Dtк ( теор.) = ЭТ ∙ сm.
Определяем моляльность вещества сm.
По условию задачи w (ВаСl2) = 3,2 %, следовательно:
3,2г ВаСl2 содержится в 96,8 г Н2О (100 – 3,2)
m - « - 1000 г Н2О
m = 33 г/кг Н2О
где МВаСl2 = 208г/моль.
Эбулиоскопическая постоянная ЭТ (Н2О) = 0,52.
Подставляем значения: Dtк (теор.) = 0,52 ∙ 0,16 = 0,082 оС
Dtк (опыт.) = 100,208 – 100 = 0,208 оС
Определяем изотонический коэффициент:
Dtк (опыт.) 0,208
Dtк (теор.) 0,082
Вычисляем кажущуюся степень диссоциации:
i – 1
k – 1
k = 3, т.к. ВаСl2 → Ва2+ + 2Сl– ; (диссоциирует с образованием трех ионов).
Подставляем значения:
2,54 – 1
3 – 1
т.е. ВаСl2 является сильным электролитом, т.к. α > 30%.
2. Раствор КIO3, в 500 см3 которого содержится 5,35 г соли, оказывает при 17,5 оС осмотическое давление, равное 221 кПа. Вычислить изотонический коэффициент и кажущуюся степень диссоциации соли в растворе.
R = = 8,314 л∙кПа/моль∙К.
Решение.
π (опыт.)
π (теор.)
π (теор.) = сВ∙R∙T, согласно закону Вант-Гоффа.
Определяем молярную концентрацию (сВ):
m КIO3 ∙1 5,35 ∙ 1
M КIO3 ∙Vp 214 ∙ 0,5
где M КIO3 = 214 г/моль.
Определяем изотонический коэффициент:
π (опыт.) 221
сВ ∙ R ∙T 0,05 ∙ 8,314 ∙ (273 + 17,5)
Кажущуюся степень диссоциации вычисляем, используя формулу:
i - 1
k - 1
KIO3 → К+ + IO3− ; k = 2 иона.
Подставляем значения:
1,83 – 1
2 – 1
т.е. КIO3 является сильным электролитом.
3.Определить при 298 К давление насыщенного пара над раствором, содержащим 14,0 г хлорида кальция в 400 см3, если давление насыщенного пара над водой при той же температуре равно 2,34 кПа. Кажущаяся степень диссоциации хлорида кальция равна 0,85.
Решение.Давление насыщенного пара над раствором определяем, исходя из формулы I-го закона Рауля для электролитов:
n CaCl2
n CaCl2 + n H2O
где n CaCl2 – количество вещества, моль;
n H2O – количество воды, моль.
Степень диссоциации равна:
i – 1
k – 1
откуда i = α ∙ (k – 1) + 1; k = 3 (иона), т.к. СаСl2 → Ca2+ + 2Cl −.
Подставляем значения и вычисляем изотонический коэффициент:
i = 0,85 ∙ (3 – 1) + 1 = 2,7.
n CaCl2 = m CaCl2 / M CaCl2 = 14,0 / 111 = 0,13 моль;
n H2O = m H2O / M H2O = 400 / 18 = 22,2 моль,
где M CaCl2 = 111 г/моль; M H2O = 18 г/моль;
m H2O = V H2O ∙ ρ H2O = 400 ∙ 1 = 400 г, т.к. ρ H2O = 1 г/см3.
Подставляем значения и рассчитываем давление насыщенного пара над раствором:
0,13
0,13 + 22,2
4.Вычислить степень диссоциации хлорноватистой кислоты и молярную концентрацию ионов водорода в 0,05 М растворе.
Решение.НСlО – слабый электролит: НСlО ↔ Н+ + СlО−.
Следовательно, в соответствии с законом разбавления Оствальда, степень диссоциации определяем по формуле:
α = √ Кк / сВ ,
где Кк – константа кислотности, определяющая полноту протекания протолиза слабой кислоты при данной температуре, моль/л;
сВ – молярная концентрация вещества, моль/л.
[Н3O+] ∙ [СlО−]
[НСlО]
Подставляем значения:
α = √ 5,0∙10–8 / 5,0∙10–2 = 10–3.
Молярную концентрацию ионов водорода определяем по формуле:
с H+ = с НСlО ∙ α ∙ n H+ ,
где n H+ – число ионов водорода, образовавшихся при электролитической дис-социации (протолиз) одной молекулы кислоты. Для НСlО n H+ = 1.
с H+ = 5∙10–2 ∙ 10–3 ∙ 1 = 5∙10–5 моль/л.
5.Вычислить степень диссоциации и концентрацию гидроксид-ионов при протолизе гидроксида аммония в 0,01 М растворе.
Решение.NH4OH ↔ NH4+ + OH – (слабый электролит),
[NH4+] ∙ [ОН–]
[NH4ОН]
α = √ 2,0∙10–5 / 10–2 = 4,48∙10–2.
с ОН- = с NH4ОН ∙ α ∙ n ОН- = 10–2 ∙ 4,48 ∙10–2 ∙ 1 = 4,48∙10–4 моль/л.
Контрольные задачи
1.Осмотическое давление 0,1 М водного раствора FеSO4 при 0 оС равно 1,7 атм. Чему равна кажущаяся степень электролитической диссоциации FeSO4 в этом растворе? R = 8,314 л∙кПа/моль∙К.
2. Раствор, содержащий 3 моль свекловичного сахара в 1 л воды, изотоничен (имеет одинаковое осмотическое давление) с водным раствором нитрата калия KNO3 концентрации 1,8 моль/л. Вычислить кажущуюся степень электролитической диссоциации KNO3 в указанном растворе.
3.Раствор, содержащий 0,834 г Na2SO4 в 1 литре воды, замерзает при температуре –0,028 оС. Вычислить кажущуюся степень электролитической диссоциации Na2SO4 в указанном растворе. Криокопическая постоянная для воды равна 1,86.
4.Вычислить кажущуюся степень диссоциации NaCl в 2 М водном растворе, если осмотическое давление этого раствора при 0 оС равно 68,1 атм.
R = 0,082 атм∙л/моль∙К.
5.При растворении 10,1 г KNO3 в 100 см3 воды температура замерзания понизилась на 3,01 оС. Определить кажущуюся степень диссоциации KNO3 в полученном растворе. Криокопическая постоянная для воды равна 1,86.
6.Раствор, содержащий 0,265 г Na2CO3 в 100 см3 воды, замерзает при температуре –0,13 оС. Вычислить кажущуюся степень диссоциации Na2CO3 в полученном растворе. Криокопическая постоянная для воды равна 1,86.
7. Раствор, содержащий 12 г NaOH в 100 см3 воды, кипит при температуре 102,65 оС. Определить кажущуюся степень диссоциации NaOH в этом растворе. Эбулиоскопическая постоянная для воды равна 0,52.
8.При какой температуре будет замерзать раствор CaCl2, содержащий 20 г соли в 1 литре воды, если кажущаяся степень диссоциации CaCl2 в этом растворе равна 70%? Криокопическая постоянная для воды равна 1,86.
9. При какой температуре будет замерзать одномоляльный водный раствор K2SO4, если кажущаяся степень диссоциации K2SO4 в этом растворе равна 48,6%? Криокопическая постоянная для воды равна 1,86.
10.При какой температуре будет замерзать одномоляльный водный раствор NaOH, если кажущаяся степень диссоциации NaOH в данном растворе равна 73%? Криокопическая постоянная для воды равна 1,86.
11.Является ли сильным электролитом серная кислота, если ее водный раствор с массовой долей H2SO4 равной 25%, кипит при 102,8 оС. Обосновать ответ, рассчитав степень диссоциации. Учесть, что H2SO4 в водном растворе диссоциирует: H2SO4 + H2O → HSO4– + H3О+. Эбулиоскопическая для воды равна 0,52.
12.Эритроциты имеют осмотическое давление 6,08 атм при температуре человеческого тела равной 36 оС. При потере человеком крови ему вводят физиологический раствор хлорида натрия. Можно ли вводить человеку водный раствор хлорида натрия с массовой долей NaCl, равной 0,7%, плотностью 1 г/см3, полагая, что диссоциация соли полная (α = 1)?
R = 0,082 атм∙л/моль∙К. Температуру раствора принять равной 36 оС.
13. Вычислить температуру замерзания водного раствора серной кислоты с массовой долей H2SO4, равной 25%. Кажущаяся степень диссоциации H2SO4 в этом растворе составляет 58%. Учесть, что H2SO4 в водном растворе диссоциирует: H2SO4 + H2O → HSO4– + H3O+. Криокопическая постоянная для воды равна 1,86.
14.Вычислить осмотическое давление водного раствора, в 1 литре которого содержится 87,1 г K2SO4 при 27 оC. Кажущаяся степень диссоциации соли в растворе равна 53%. R = 8,314 л∙кПа/моль∙К.
15.Вычислить осмотическое давление водного раствора, в 200 см3 которого находится 5,85 г NaCl, при 25 оС. Кажущаяся степень диссоциации соли в растворе равна 80%. R = 8,314 л∙кПа/моль∙К.
16.Определить температуру замерзания раствора, если в 150 см3 воды растворено 11,1 г CaCl2. Кажущаяся степень диссоциации соли в водном растворе составляет 75%. Криокопическая постоянная для воды равна 1,86.
17.Рассчитать понижение давления насыщенного пара раствора KI, если в 180 см3 воды растворено 16,6 г KI. Кажущаяся степень диссоциации соли в водном растворе равна 70%. Давление насыщенного пара над водой составляет 1,82 кПа.
18.Кажущаяся степень диссоциации сульфата натрия в водном растворе с массовой долей Na2SO4, равной 10%, равна 0,65. Вычислить температуру кипения данного раствора. Эбулиоскопическая постоянная для воды равна 0,52.
19.Для 0,1 моляльного водного раствора нитрата свинца Pb(NO3)2 изотонический коэффициент равен 2,3. Вычислить кажущуюся степень диссоциации соли в растворе и изменение температуры кипения данного раствора. Эбулиоскопическая постоянная для воды равна 0,52.
20.Каково давление пара раствора, содержащего 20 г NaCl в 450 см3 воды при 20 оС? Давление насыщенного водяного пара при данной температуре равно 2,34 кПа. Кажущаяся степень диссоциации соли в растворе составляет 0,65.
21.Вычислить степень диссоциации и концентрацию ионов водорода при протолизе сернистой кислоты по I-ой ступени в 0,01 М растворе.
Кк1 Н2SO3 = 1,6∙10–2 (25 оС).
22.Вычислить степень диссоциации и концентрацию ионов водорода при протолизе угольной кислоты по I-ой ступени в 0,01 М растворе.
Кк1 Н2СO3 = 4,45∙10–7 (25 оС).
23.Вычислить степень диссоциации и концентрацию ионов водорода при протолизе ортофосфорной кислоты по I-ой ступени в 0,01 М растворе.
Кк1 Н3РO4 = 7,5∙10–3 (25 оС).
24.Вычислить степень диссоциации и концентрацию ионов водорода при протолизе иодноватой кислоты в 0,1 М растворе. Кк НIO3 = 1,7∙10–1 (25 оС).
25.Вычислить степень диссоциации и концентрацию ионов водорода при протолизе сероводородной кислоты по I-ой ступени в 0,01 М растворе. Кк1 Н2S = 6∙10–8 (25 оС).
26.Кажущаяся степень диссоциации гидроксида натрия в растворе равна 91%. Определить относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором с массовой долей NaOH, равной 30% при 298 К.
27.Определить температуру кипения водного раствора азотной кислоты с массовой долей НNO3, равной 36%. Кажущаяся степень диссоциации НNO3 равна 92%. Эбулиоскопическая постоянная для воды равна 0,52.
28.Определить кажущуюся степень диссоциации нитрата аммония в водном растворе с массовой долей NH4NO3, равной 25%, если его темпе-ратура кипения составляет 102,5 оС. Эбулиоскопическая постоянная для воды равна 0,52.
29.Температура кипения водного раствора хлорида натрия с массовой долей NaCl, равной 25%, составляет 104,6 оС. Рассчитать кажущуюся степень диссоциации соли в растворе. Эбулиоскопическая постоянная для воды равна 0,52.
30.Определить кажущуюся степень диссоциации хлорида натрия в водном растворе, если 10 г NaCl растворено в 90 см3 воды. Температура кипения этого раствора равна 101,6 оС. Эбулиоскопическая постоянная для воды равна 0,52.
V. 4. Водородный показатель
Гидролиз солей
Вода является слабым электролитом. Это объясняется небольшой самодиссоциацией воды на ионы водорода и гидроксид-ионы (автопротолиз): 2Н2О ↔ Н3О+ + ОН–. По величине электрической проводимости определена концентрация (сВ) ионов гидроксония и гидроксид-ионов в воде. При 25 оС она равна по 10–7 моль/л.
Выражение константы диссоциации воды:
[Н3О+] ∙ [ОН–]
[Н2О]2
откуда
[Н3О+] ∙ [ОН–] = Кв.
Для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов гидроксония и гидроксид-ионов есть величина постоянная. Эта величина называется ионным произведением водыи равна: Кв = 10–14.
Растворы, в которых концентрации ионов гидроксония и гидроксид-ионов, одинаковы: [Н3О+] = [ОН–] = 10–7 моль/л, называются нейтральными растворами. Кислый раствор имеет [Н3О+] > 10–7моль/л. Щелочной раствор: [Н3О+] < 10–7 моль/л.
Кислотность или щелочность разбавленных растворов выражают более удобным способом: вместо концентрации ионов гидроксония указывают ее десятичный логарифм, взятый с обратным знаком. Эта величина называется водородным показателем и обозначается рН:
pН = – lg [Н3О+].
рН играет важную роль для многих процессов. Любая физиоло-гическая жидкость (кровь, лимфа, желудочный сок и др.) человека и животных имеет строго постоянное значение. Растения могут нормально произрастать лишь при значениях рН почвенного раствора, лежащих в определенном интервале, характерном для данного вида растения. Свойства природных вод, в частности их коррозионная активность, сильно зависят от их рН.
Гидролизом называется взаимодействие вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды, с образованием малодиссоциированного соединения и с изменением реакции среды (рН).
Гидролизу подвержены соединения различных классов. Важнейшим случаем является гидролиз солей. Гидролизу подвергаются соли, образованные: а) образованные слабым гидроксидом и сильной кислотой,
б) слабой кислотой и сильным гидроксидом, в) слабым гидроксидом и слабой кислотой.
Типовые задачи и их решение
1. Написать ионно-молекулярные и молекулярное уравнения гидро-лиза соли сульфата меди (II) по I-ой ступени. Определить реакцию среды (рН).
Решение.Соль образована слабым гидроксидом и сильной кислотой: СuSO4 → Cu2+ + SO42–,
Cu2+ + НОН ↔ CuОН+ + Н+
краткое ионно-молекулярное уравнение гидролиза,
Cu2+ + НОН + SO42– ↔ CuОН+ + Н+ + SO42–
полное ионно-молекулярное уравнение гидролиза,
2СuSO4 + 2Н2О ↔ (CuОН)2SO4 + Н2SO4
молекулярное уравнение гидролиза.
Гидролиз по катиону приводит к связыванию гидроксид-ионов воды и накоплению ионов водорода, образуя кислую среду: рН < 7.
Константа гидролиза Кг равна:
КВ
Ко
где КВ – ионное произведение воды; Ко – константа основности гидроксида.
Значение Кг характеризует способность данной соли подвергаться гидролизу: чем больше Кг, тем в большей степени (при одинаковых температуре и концентрации соли) протекает гидролиз.
рН раствора можно рассчитать по формуле:
рНг = –½ lg Кг – ½ lg сВ,
где сВ – молярная концентрация соли в растворе, моль/л.
2.Написать ионно-молекулярные и молекулярное уравнения гидро-лиза соли сульфита калия по I-ой ступени. Определить реакцию среды (рН).
Решение. Соль образована слабой кислотой и сильным гидроксидом:
К2SO3 → К+ + SO32–,
SO32– + НОН ↔ НSO3– + ОН–,
2К+ + SO32– + НОН ↔ НSO3– + ОН– + 2К+,
К2SO3 + НОН ↔ КНSO3 + КОН.
Гидролиз по аниону приводит к связыванию ионов водорода воды и накоплению гидроксид-ионов, создавая щелочную среду: рН > 7. Константа гидролиза равна:
КВ
Кк
где Кк – константа кислотности слабой кислоты.
Это уравнение показывает, что Кг тем больше, чем меньше Кк, т.е. чем слабее кислота, тем в большей степени подвергается гидролизу ее соли.
3.Написать ионно-молекулярные и молекулярное уравнениягидролиза соли цианида аммония. Определить реакцию среды (рН).
Решение.Особенно глубоко протекаетгидролиз соли, образованной слабым гидроксидом и слабой кислотой: NH4CN:
NH4+ + 2НОН ↔ NH4ОН + Н3О+,
CN– + НОН ↔ НCN + ОН–,
NH4+ + CN– + НОН ↔ NH4ОН + НCN,
NH4CN + Н2О ↔ NH4ОН + НCN.
Так, при гидролизе катиона образуются ионы гидроксония Н3О+, а при гидролизе аниона – гидроксид-ионы ОН–. Эти ионы не могут в значительных концентрациях сосуществовать, они соединяются, образуя молекулы воды. Это приводит к смещению обоих равновесий вправо.
Гидролиз катиона и гидролиз аниона в этом случае усиливают друг друга. Реакция растворов солей, образованных слабым гидроксидом и слабой кислотой, зависит от соотношения констант протолиза гидроксида и кислоты, образующих соль.
Если константа основности (Ко) больше больше констаны кислотности (Кк), то раствор будет иметь слабощелочную реакцию (рН > 7), при обратном соотношении констант протолиза – слабокислую (рН < 7).
Кк НCN = 7,9∙10–10; Ко NH4ОН = 2∙10–5; Ко NH4ОН > Кк НCN .
Следовательно, раствор имеет слабощелочную реакцию среды, т.е. рН > 7.
Если кислота и гидроксид, образующие соль, не только слабые электролиты, но и малорастворимы или неустойчивы и разлагаются с образованием летучих продуктов, то гидролиз соли протекает необратимо, т.е. сопровождается полным разложением соли.
4.Что произойдет при сливании растворов хлорида алюминия с карбонатом натрия? Определить реакцию среды (рН).
Решение.До сливания в растворе каждой соли протекает гидролиз по I-ой ступени, т.е. гидролизу подвергается катион алюминия Al3+ и анион-карбонат CO32–.
Al3+ + 2НОН ↔ AlОН2+ + Н3О+,
CO32– + НОН ↔ НСО3– + ОН–.
После сливания растворов, образующиеся ион гидроксония Н3О+ и гидроксид-ион ОН–, не могут в значительных концентрациях сосущество-вать, они соединяются, образуя молекулы воды:
Н3О+ + ОН– → 2H2O.
Это приводит к смещению обоих равновесий вправо, и протеканию II-ой ступени гидролиза:
AlОН2+ + 2НОН ↔ Al(ОН)2+ + Н3О+,
НСО3– + НОН ↔ Н2СО3 + ОН–,
Н2СО3 → СО2↑ + Н2О
и III-ей ступени гидролиза:
Al(ОН)2+ + НОН ↔ Al(ОН)3↓ + Н3О+.
Сокращенное ионно-молекулярное уравнение совместного гидролиза:
2Al3+ + 3CO32– + 3Н2О → 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑.
Молекулярное уравнение гидролиза:
2AlCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑ + 6NaCl.
Ко3 Al(OH)3 = 1,38∙10–9 > Кк2 Н2СО3 = 4,7∙10–11.
Следовательно, среда – слабощелочная, т.е. рН > 7.
Константа гидролиза:
КВ
Ко ∙ Кк
рН среды определяется относительной силой кислоты и гидроксида.
Если: Кк ≈ Кг, то среда – нейтральная;
Кк > Кг, то среда - слабокислая;
Кк < Кг, то среда – слабощелочная.
Гидролиз солей характеризуется степенью гидролиза:
Кг
сВ
Степень гидролиза есть отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворенных молекул соли. Глубина протекания процесса определяется природой соли. Степень гидролиза зависит от природы соли, температуры и концентрации раствора.
Количественной мерой гидролиза, как и любого химического взаимодействия, является работа реакции гидролиза или изменение энергии Гиббса:
DG° (298) = –2,303 ∙ R ∙ T ∙ lg Кг = –19,147 ∙ Т ∙ lg Кг.
5.Вычислить рН следующих растворов: а) 0,02 М НВr, б) 0,2 М NaOH.
Решение.рН = – lg с Н+ .
а) НВr → Н+ + Вr -, сильный электролит. В разбавленном растворе степень диссоциации α = 1.
с Н+ = с НВr ∙ α ∙n Н+ ,
где n Н+ – число ионов водорода, образовавшихся при диссоциации одной молекулы НВr; n Н+ = 1, тогда
с Н+ = с НВr = 0,02 моль/л = = 2∙10–2 моль/л.
Подставляем значения: рН = – lg 2∙10–2 = –0,3 + 2 = 1,7.
б) NaOH → Na+ + OH– – сильный электролит. В разбавленном растворе степень диссоциации α = 1.
с OН– = с NaOH ∙ α ∙ n OН– ,
где n OН– – число гидроксид-ионов, образовавшихся при диссоциации одной молекулы NaOH; n OН– = 1, тогда
с OН– = с NaOH = 2∙10–1 моль/л.
Подставляем значения: рОН = – lg 2∙10–1 = 0,7; рН = 14 – 0,7 = 13,3.
6.Вычислить рН 0,05 М раствора хлорноватистой кислоты.
Решение.НСlО – слабый электролит: НСlО ↔ Н+ + СlО–.
Следовательно, в соответствии с законом разбавления Оствальда, степень диссоциации определяем по формуле:
α = √ Кк / сВ ,
где Кк – константа кислотности, определяющая полноту протекания протолиза слабой кислоты при данной температуре, моль/л;
сВ – молярная концентрация вещества, моль/л.
[Н3O+] [СlО–]
[НСlО]
Подставляем значения:
α = √ 5,0∙10–8 / 5,0∙10–2 = 10–3.
Молярную концентрацию ионов водорода определяем по формуле:
с Н+ = с НClO ∙ α ∙n Н+ ,
где n Н+ – число ионов водорода, образовавшихся при электролитической дис-социации (протолиз) одной молекулы кислоты. Для НСlО n Н+ = 1.
с Н+ = 5∙10–2 ∙ 10–3 ∙ 1 = 5∙10–5 моль/л, тогда рН = – lg 5,0∙10–5 = 4,3.
7.Вычислить константу, степень и рН гидролиза соли К2СО3 в 0,01 М растворе карбоната калия.
Решение.К2СО3 – соль, образованная сильным гидроксидом и слабой кислотой. Следовательно, гидролиз будет протекать по аниону СО32- и среда будет щелочной, т.е. будут накапливаться гидроксид-ионы ОН–.
КВ
Кк2 Н2СО3
где КВ = 10–14 (моль/л)2; Кк2 Н2СО3 = 4,7∙10–11 моль/л.
Подставляем значения: Кг = 10–14 / 4,7∙10–11 = 0,21∙10–3.
h = √ Кг / с К2СО3 ; h = √ 0,21∙10–3 / 0,01 = 0,14.
Так как среда щелочная, определяем рОНг:
рОНг = –½ lg Кг – ½ lg с К2СО3 .
Подставляем значения:
рОНг = –½ lg 0,21∙10–3 –½ lg 10–2 = –½ lg 0,21 –½ lg 10–3 –½ lg 10–2 =
= 0,35 + 1,5 + 1 = 2,85.
рНг + рОНг = 14; откуда: рНг = 14 – рОНг;
подставляем значения:
рНг = 14 – 2,85 = 11,15; или
рОНг = – lg с OН– .
с OН– = с К2СО3 ∙ h ∙ n OН– = 0,01∙ 1 ∙ 0,14 = 0,14∙10–2 моль/л.
рОНг = – lg 0,14 – lg 10–2 = 0,85 +2 = 2,85;
рНг = 14 – рОНг; рНг = 14 – 2,85 = 11,15.
7.Какая из двух солей NaCN или NaF, при равных условиях (с NaCN =
= с NaF = 0,1 моль/л) в большей степени подвергается гидролизу? Ответ мотивировать расчетом степени гидролиза обеих солей.
Решение.Определяем степени гидролиза солей:
h NaCN = √ Кг NaCN / с NaCN ;
Кг NaCN = KB / Kк HCN ; Kк HCN = 7,9∙10–10;
h NaF = √ Кг NaF / с NaF ;
Кг NaF = KB / Kк HF ; Kк HF = 6,6∙10–4.
Вычисляем: какая соль в большей степени подвергается гидролизу.
h NaCN / h NaF = √ Kк HF / Kк HCN = √ 6,6∙10–4 / 7,9∙10–10 = 0,835∙103 = 835.
Следовательно, цианид натрия в большей степени подвергается гидролизу.
9.Рассчитать при температуре 300 К константу гидролиза нитрата аммония в 1 М растворе, используя значения термодинамических харак-теристик реакции гидролиза: DНго (298) = 51,135 кДж;
DSго (298) = –4,67 Дж/К.
Решение.Изменение энергииГиббса реакции гидролиза:
DGго (298) = DНго (298) – T ∙ DSго (298);
DGго(298) = –2,303 ∙ R ∙ T ∙ lg Кг = –19,147 ∙ Т ∙ lg Кг.
Приравниваем правые части уравнений:
–19,147 ∙ Т ∙ lg Кг. = DНго (298) – T ∙ DSго (298).
Выражаем lg Кг:
lg Кг = – DНго (298) – T ∙ DSго (298) / 19,147 ∙ Т,
подставляем значения:
lg Кг = 51,135 – 300 ∙ (–4,67∙10–3) / 19,147 ∙ 300 = – 9, 18,
откуда Кг = 10–9,18 = 6,6∙10–10.
Контрольные задачи
Написать ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза по I-ой ступени и указать реакцию среды (рН) водных растворов солей:
1.CrCl3; Na2SO3.
2.ZnSO4; Ca(NO2)2.
3.Fe(NO3)3; CH3COONa.
4.K3PO4; CuBr2.
5.Al2(SO4)3; KCN.
6.NH4NO3; Ba(NO2)2.
7. (NH4)2SO4; Li2S.
8.K2SO3; Bi(NO3)3.
9.MnSO4; Li2CO3.
10.NiCl2; Ca(CN)2.
Написать ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза по I-ой ступени солей, которые в водных растворах образуют кислую среду (рН < 7):
11. CrCl3; Na2SO3; ZnSO4; Ca(NO2)2.
12.Fe(NO3)3; CH3COONa; K3PO4; CuBr2.
13.Al2(SO4)3; KCN; NH4NO3; Ba(NO2)2.
14. (NH4)2SO4; Li2S; K2SO3; Bi(NO3)3.
15.MnSO4; Li2CO3; NiCl2; Ca(CN)2.
Написать ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза по I-ой ступени солей, которые в водных растворах образуют щелочную среду (рН > 7):
16.CrCl3; Na2SO3; ZnSO4; Ca(NO2)2.
17.Fe(NO3)3; CH3COONa; K3PO4; CuBr2.
18.Al2(SO4)3; KCN; NH4NO3; Ba(NO2)2.
19. (NH4)2SO4; Li2S; K2SO3; Bi(NO3)3.
20.MnSO4; Li2CO3; NiCl2; Ca(CN)2.
Написать в ионно-молекулярной и молекулярной формах уравнения, происходящие при сливании растворов солей:
21.Al2(SO4)3 и Li2S. Определить реакцию среды, если
Ко3 Al(ОН)3 = 1,38∙10−9 моль/л (25 оС), Кк2 Н2S = 1∙10−14 моль/л (25 оС).
22. (NH4)2SO4 и Na2SO3. Определить реакцию среды, если
Ко NH4ОН = 2∙10−5 моль/л (25 оС), Кк2 Н2SO3 = 6∙10−8 моль/л (25 оС).
23. Fe(NO3)2 и K3PO4. Определить реакцию среды, если
Ко2 Fe(ОН)2 = 1,3∙10−4 моль/л (25 оС), Кк3 Н3PO4 = 1∙10−12 моль/л (25 оС).
24.CuBr2 и KCN. Определить реакцию среды, если
Ко2 Cu(ОН)2 = 3,4∙10−7 моль/л (25 оС), Кк НCN = 7,9∙10−10 моль/л (25 оС).
25.Pb(NO3)2 и Li2CO3. Определить реакцию среды, если
Ко2 Pb(ОН)2 = 9,6∙10−4 моль/л (25 оС), Кк2 Н2CO3 = 4,7∙10−11 моль/л (25 оС).
26.Вычислить константу, степень и рН гидролиза соли К2SО3 в 0,01 М растворе сульфита калия, если Кк2 Н2SO3 = 6∙10−8 моль/л (25 оС).
27.Вычислить рН 0,05 М раствора азотистой кислоты, если
Кк НNО2 = 4∙10−4 моль/л (25 оС).
28.Вычислить рН следующих растворов: а) 0,01 М НI, б) 0,1 М LiOH.
29.Какая из двух солей KNO2 или KCN, при равных условиях (с KCN = = с KNO2 = 0,1 моль/л) в большей степени подвергается гидролизу? Ответ мотивировать расчетом степени гидролиза обеих солей, если
Кк НNО2= 4∙10−4 моль/л (25 оС); Кк НCN = 7,9∙10−10 моль/л (25 оС).
30.Рассчитать при температуре 27 оС константу гидролиза хлорида аммония в 1 М растворе, используя значения термодинамических харак-теристик реакции гидролиза: DНг° (298) = 176,2 кДж; DSго (298) = 283,6 Дж/К.
VI. Основы электрохимии