- •Часть 3
- •Растворимость. Способы выражения состава растворов Краткие теоретические сведения
- •Примеры решения задач
- •156, 2 Г раствора — 100,0 г н2о;
- •50,0 Г раствора — m1 г н2о;
- •1 Моль (278 г) FeSo4 ·7h2о содержит 1 моль (152 г) FeSo4 ;
- •50 Г FeSo4 ·7h2о содержит m2 г FeSo4 ;
- •Разбавленные растворы неэлектролитов Краткие теоретические сведения
- •Примеры решения задач
- •Растворы электролитов Краткие теоретические сведения
- •Примеры решения задач
- •Ионное произведение воды. Буферные растворы Краткие теоретические сведения
- •Примеры решения задач
- •Произведение растворимости Краткие теоретические сведения
- •Выражение для произведения растворимости имеет вид
- •Примеры решения задач
- •Гидролиз солей Краткие теоретические сведения
- •Примеры решения задач
- •Список литературы
- •Содержание
Примеры решения задач
Пример 1. Определите характер среды водного раствора бората натрия.
Р е ш е н и е
Гидролиз соли, образованной сильным основанием NaOH и слабой многоосновной кислотой H3BO3 определяется ступенчатым характером диссоциации борной кислоты и обратного процесса – соединения ионов BO с ионами Н+.
Процесс гидролиза бората натрия можно выразить уравнениями:
I ступень: ВO + HOH Û HВO + OH– ;
II ступень: НВO + HOH Û H2ВO + OH– ;
III ступень: H2ВO + НOH Û H3BO3 + OH– .
Как правило, гидролиз заканчивается на I ступени. Тогда молекулярное уравнение гидролиза имеет вид:
Na3BO3 + HOH Û Na2НBO3 + NaOH, рН > 7(среда щелочная).
Пример 2. В какую сторону сместится гидролитическое равновесие при смешивании растворов карбоната натрия и сульфата алюминия?
Р е ш е н и е
Al2(SO4)3 + 3Na2CO3 + 6HOH ® 2Al(OH)3¯ + 3H2O + 3CO2 + 3Na2SO4 .
В результате смешивания растворов катионы Н+, образующиеся при гидролизе Al2(SO4)3, соединяются с анионами ОН–, образующимися при гидролизе Na2CO3, что приводит к смещению равновесия реакции в сторону образования продуктов гидролиза. Смещение усиливается за счет разложения образующихся молекул Н2CO3 и выделения малорастворимого основания Al(OH)3, поэтому реакция идет практически до конца. В ионной форме уравнение реакции имеет вид
2Al3+ + 3CO + 6HOH ® 2Al(OH)3¯ + 3H2O + 3CO2
Пример 3. Вычислите константу гидролиза, степень гидролиза и рН 0,02 М раствора СН3СООK. КД(СН3СООН) = 1,8 · 10–5.
Р е ш е н и е
Соль СН3СООK образована сильным основанием КОН и слабой кислотой СН3СООН. Ионное уравнение гидролиза имеет вид
СН3СОО– + НОН Û СН3СООН + ОН– .
Для расчета константы и степени гидролиза используем формулу (52)
Kг = = 5,56×10-10;
h = = 1,67×10-4.
Пример 4. Вычислите константу гидролиза, степень гидролиза и рН 0,2 М раствора K3PO4, если константы диссоциации ортофосфорной кислоты по первой, второй и третьей ступеням соответственно равны
КI = 7,5∙10–3; КII = 6,25∙10–8; КIII = 2,2∙10–13 .
Р е ш е н и е
Соль K3PO4 образована сильным основанием КОН и слабой кислотой H3PO4. Так как гидролиз преимущественно протекает по первой ступени, тогда молекулярное и ионное уравнение гидролиза имеют вид
K3PO4 + Н2O Û K2HPO4 + KОН
PO43– + Н2O Û HPO42– + ОН–
Для расчета константы гидролиза берем константу диссоциации ортофосфорной кислоты по третьей ступени
Kг = = = 4,55×10–2.
Степень гидролиза рассчитываем по формуле (52)
h = = = 0,477.
Концентрацию гидроксид ионов оценим по уравнению (53)
[ОН–] = h× С2 = 0,477×0,2 = 9,53×10–2.
рН раствора вычислим по формуле (54)
рН = 14 + lg = 14 + lg = 12,98.
Список литературы
1. Павлов Н.Н. Общая и неорганическая химия: Учеб. для вузов. – М.: ООО «Дрофа», 2002.
2. Общая химия в формулах, определениях, схемах / И.Е. Шиманович, М.Л. Павлович, В.Ф. Тикавый, П.М. Малашко; Под ред. В.Ф. Тикавого. – Мн.: Унiверсiтэцкае, 1996.
3. Задачи по общей и неорганической химии: Учеб. пособие для студентов высш. учеб. заведений / Р.А. Лидин, В.А. Молочко, Л.Л. Андреева; Под ред. Р.А. Лидина. – М.: Гуманитар. изд. центр ВЛАДОС, 2004.
4. Задачи и упражнения по общей химии: Учеб. пособие / Б.И. Адамсон, О.Н. Гончарук, В.Н. Камышова и др.; Под ред. Н.В. Коровина. – М.: Высш. шк., 2003.
5. Сборник задач и упражнений по общей химии: Учеб. пособие / С.А. Пузаков, В.А. Попоков, А.А. Филиппова. – М.: Высш. шк., 2004.
6. Сборник задач и упражнений по общей химии: Учеб. пособие для нехим. спец. вузов / Л.М. Романцева, З.И. Лещинская, В.А. Суханова. – 2-е изд., перераб. и доп. – М.: Высш. шк., 1991.
7. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: Учеб. пособие для вузов. – М.: Интеграл-Пресс, 2001.
8. Рабинович В.А., Хавин З.Я. Краткий химический справочник. – Л.: Высш. шк., 1991.
9. Литвинова Т. Н., Сборник задач по общей химии: Учеб. пособие для вузов. – 3-е изд., перераб. - М.: ООО «Издательство Оникс»: ООО «Издательство «Мир и Образование», 2007. – 224 с.