Задачи и упражнения для самоконтроля

1. При хранении растворов солей гидролиз не желателен. Что нужно сделать, чтобы ослабить гидролиз сульфата кобальта (II)?

2. Какие из перечисленных ниже солей будут подвергаться гидролизу? Написать соответствующие молекулярные и ионно-молекулярные уравнения. Рассчитать для 0,2М растворов константу гидролиза. степень гидролиза и рН среды, учитывая только первую ступень гидролиза.

1) K₂SO₄; NaClO₄; Na₂S; CuSO₄

2) КNО₃; РЬ(N0₃)₂; (NН₄)₂СО_3; КNO₃

3 ) При сливании растворов Al₂(SO₄)₃ и Na₂S выпадает белый осадок и ощущается неприятный запах. Объясните причину этого, приведя соответствующие уравнения реакций.

4. Почему раствор NаН₂Р0₄, имеет слабокислую, а раствор Nа₃Р0₄ щелочную реакцию? Ответ мотивировать соответствующими уравнениями реакций и расчетами. Воспользоваться данными табл.1 и 2.

5. Какие из приведенных ниже солей гидролизуются? Для гидролизующихся солей написать ионные и молекулярные уравнения гидролиза и указать реакцию раствора:

а) NH₄NO₃, б) ВеСl₂, в) К₂S0₄, г) NаNО₂, д) Nа₂СО₃, е) ВаС1₂, ж) Al₂(SO₄)₃, з) NазР0₄, и) FеS0₄, к) (NH₄)₂S, л) Са(СН₃СОО)₂.

6. Напишите ионные и молекулярные уравнения гидроли­за солей и укажите качественно значение рН растворов:

а) K₂S0₃, б) СгС1з, в) СuS0₄, г) K₂S, д) КзР0₄, е) Fе(NOз)з.

Что произойдет при нагревании и разбавлении растворов? Напишите уравнения реакций.

7. Вычислите константу гидролиза, степень гидролиза и рН растворов солей: а) 0,5М NH₄NОз, б) 0,1М KNO₂, в) 0,1М Nа₂S, г) 0,3М FеС1з, д) 0,5М СНзСООNН₄.

8. Рассчитайте Кг и рН 1М растворов NаН₂Р0₄,Nа₂НР0₄ и Nа₃Р0₄. Какая из солей гидролизуется в наибольшей сте­пени и почему? Сравнивая величины Кг и соответствующие К_кисл, объясните, почему в растворе NаН₂P0₄ среда кислая, а в растворе Nа₂НР0₄ – щелочная.

9. Напишите ионные и молекулярные уравнения реакций, происходящих при сливании растворов: а) А1(NО₃)₃ и (NH₄)₂S, б) Fe₂(S0₄)₃ и Nа₂СО₃, г) СгС1з и К₂S0₃. Объясни­те смещение равновесия гидролиза и практически необрати­мое его протекание.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Пример 1

Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза сульфита калия K₂ SO₃.

Решение

Соль образована катионом сильного основания и анионом слабой двухосновной кислоты. Гидролиз идет по аниону. В растворе щелочная реакция среды.

1 ступень: К₂SО₃ + H₂O = KHSO₃ + КОН

SO₃^2- + Н₂О = HSO₃^-+OH^-

2 ступень: KHSO₃ + Н₂O = Н₂SО₃ + КОН

HSO₃^- + Н₂O = Н₂SО₃ + ОН^-

Пример 2

Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза нитрата свинца (II).

Решение

Соль образована катионом слабого двухкислотного основания и анионом сильной кислоты. Гидролиз идет по катиону. Раствор имеет кислую реакцию среды.

1 ступень: Pb(NO₃)₂ + Н₂О = (PbOH)NO₃ + HNO₃

РЬ²⁺ + Н₂О =РЬОН^- + Н⁺

2 ступень: (РЬОН)NО₃ + Н₂О = Pb(OH)₂ + НNО₃

РbОН^- + Н₂О = Pb(OH)₂ + Н⁺

Пример 3

Написать уравнение гидролиза цианида аммония NH₄OH. Какова реакция среды в водном растворе этой соли?

Решение

Соль образована катионом слабого основания и анионом слабой кислоты, поэтому гидролиз идет как по катиону, так и по аниону:

NH₄CN + Н₂О = NH₄OH + HCN

NH₄⁺ CN^- + Н₂О = NH₄OH + HCN.

Для оценки реакции среды необходимо сравнить константы диссоциации NH₄OH и HCN (см. табл.1). Так как константа диссоциации гидроксида аммония больше, чем константа диссоциации синильной кислоты, то гидроксид аммония является более сильным электролитом. В растворе будут преобладать ионы ОН^-, следовательно, реакция среды щелочная.

Пример 4

Учитывая только первую ступень гидролиза 0,5М раствора Na₂S, рассчитайте константу гидролиза, степень гидролиза и рН среды.

Решение

Гидролизу по первой ступени соответствует следующее ионно-молекулярное уравнение:

S^2- + Н₂О = НS^- + OH^-

Константа гидролиза Na₂S пo первой ступени есть отношение ионного произведения воды к константе диссоциации слабой кислоты HS^-.

К_г = К_осн /К(HS^-)

Константа диссоциации гидросульфид - иона представляет собой константу диссоциации H₂S по второй ступени, ее значение можно взять из табл.1.

К_г = К_осн /К₂(H₂S) = 10^-14/4х10^-14 = 0,25

Степень гидролиза можно рассчитать по формуле:

h=

Для нахождения рН среды рассчитаем концентрацию водородных ионов:

[H⁺] = K_осн/С(Na₂S) h = 10^-14/0,5 0.71 = 2.82 10^-14 (моль/л).

pH = -lg[H⁺] = -lg (2.82 10^-14) = 13,55

НЕОБХОДИМЫЙ УРОВЕНЬ ПОДГОТОВКИ СТУДЕНТОВ

1. Знать понятия: гидролиз солей, константа гидролиза, степень гидролиза.

2. Уметь связывать склонность соли к гидролизу с силой кислот и оснований, образующих данную соль.

3. Иметь представление о факторах, влияющих на степень гидролиза.

4. Уметь выражать процесс гидролиза с помощью молекулярных и ионно-молекулярных уравнений, оценивать рН среды в водном растворе соли. рассчитывать величины константы и степени гидролиза.

ЛИТЕРАТУРА

1. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. - М.: Высш. шк., 1981.

2. Глинка Н.Л.Общая химия. - Л.: Химия. 1983.

3. Любимова Н.Б. Вопросы и задачи по общей и неорганической химии. -М.: Высш. шк., 1990.

4. Глинка Н.А. Задачи и упражнения по общей химии. - Л.: Химия, 1985.

Таблица 2

Качественные и количественные характеристики растворов гидролизующих солей

№	Тип соли	Реакция растворов	Продукты гидролиза	Кг	h	[H^+] или [OH^-]
1.	Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз по катиону)	Кислая pН< 7	Слабые основания или основные соли			[H^+]=
2.	Cоль, образованная слабой кислотой и сильным основанием (гидролиз по аниону)	Щелочная pН>7	Слабые кислоты или кислые соли			[ОH^-]= [H^+]=
3.	Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой (гидролиз по аниону и по катиону).	Близкая к нейтральной pН = 7	Слабые кислоты и слабые основания или кислые соли			[H^+]=
4.	Кислая соль, образованная слабой двухосновной кислотой и сильным основанием	pН>7 (Kг>Kкисл) рН <7 (Kг<Kкисл)	Слабая кислота			[H^+]=

Дата добавления: 2015-07-19