Задачи для выполнения контрольной работы

5.1 Найдите массу соли, необходимую для приготовления раствора объемом V л с массовой долей . Плотность раствора Вычислите молярную концентрацию эквивалента, молярную концентрацию, моляльность и титр этого раствора.

Вариант	Соль	V, л	,%	,кг/м3
161	AlCl3	0,5	6	1052
162	AgNO3	1,5	8	1069
163	AgNO3	0,8	6	1050
164	Al2(SO4)3	0,8	6	1061
165	Al2(SO4)3	1,5	4	1040
166	BaCl2	3,0	4	1034
167	BaCl2	0,3	2	1015
168	CaCl2	0,5	12	1083
169	CaCl2	0,9	4	1031
170	CuSO4	2,5	8	1084
171	CuSO4	0,65	2	1019
172	FeCl3	0,9	12	1085
173	FeCl3	1,7	6	1049
174	FeSO4	1,5	4	1037
175	FeSO4	3,5	8	1078
176	K2CO3	2,0	12	1090
177	K2CO3	0,6	2	1016
178	K2Cr2O7	2,5	8	1055
179	K2Cr2O7	0,4	6	1040
180	K2SO4	3,0	6	1047
181	K2SO4	1,2	12	1081
182	MgSO4	4,0	4	1039
183	MgSO4	1,6	6	1060
184	Na2CO3	0,5	12	1102
185	Na2CO3	3,5	2	1019
186	Na2SO4	3,5	8	1072
187	Na2SO4	1,7	6	1053
188	Pb(NO3)2	1,5	6	1052
189	Pb(NO3)2	2,5	8	1072
190	Pb(NO3)2	0,5	12	1016

Тема : Растворы электролитов Электролитическая диссоциация. Ионное произведение воды. Гидролиз

Электролиты – вещества, способные распадаться на ионы (положительные катионы и отрицательные анионы), их растворы проводят электрический ток.

Неэлектролиты – не распадаются на ионы, их растворы не проводят ток.

Электролитическая диссоциация – распад молекул электролита на ионы в растворе или расплаве.

Диссоциация классов соединений:

кислот HNO₃  H⁺ + NO₃^–

многоосновных кислот ступенчато, в основном по первой ступени:

H₂S  H⁺ + HS^– (первая ступень)

HS^–  H⁺ + S^2– (вторая ступень)

оснований NaOH  Na⁺ + OH^–

многокислотных оснований ступенчато, в основном по первой ступени

Mg(OH)₂MgOH⁺+OH^–(первая ступень)

MgOH⁺  Mg²⁺ + OH^– (вторая ступень)

амфотерных оснований возможна как кислот и как оснований:

2H⁺ + SnO₂^2–  H₂SnО₂ Sn(OH)₂ Sn²⁺ + 2OH^–

всех солей растворимых в воде – практически полностью, из них:

средних солей Al₂(SO₄)₃  2Al³⁺ + 2SO₄^2–

кислых солей ступенчато, в основном по 1 ступени

NaHCO₃  Na⁺ + HCO₃^– (первая ступень)

HCO₃^–  H⁺ + CO₃^2– (вторая ступень)

основных солей ступенчато, в основном по 1 ступени

CuOHCl  CuOH⁺ + Cl^– (первая ступень)

CuOH⁺  Cu⁺² + OH^– (вторая ступень)

двойных солей KAl(SO₄)₂  K⁺ + Al³⁺ + 2SO₄^2–.

комплексных солей Na₂[Zn(OH)₄]  2Na⁺ + [Zn(OH)₄)]^2–

О силе электролита можно судить по электропроводности его раствора и по химической активности в реакциях ионного обмена.

Степень диссоциации (α) – отношение числа молекул электролита распавшихся на ионы к общему числу его молекул в растворе. Понятие степени диссоциации неприменимо к сильным электролитам.

Сильные электролиты – вещества, диссоциирующие в растворах полностью:

сильные кислоты	HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4, HMnO4
щелочи	NaOH, KOH, LiOH, RbOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2
соли	Все растворимые в воде

Слабые электролиты – вещества, диссоциирующие частично, в их растворах устанавливается равновесие между молекулами и ионами.

<3% Н₂О, СН₃СООН, H₂C₂O₄;

=3÷30% – HNO₂, HCN, H₂S, H₂CO₃, NH₄OH, гидроксиды металлов, кроме щелочей.

Константа диссоциации (К_дис) – константа равновесия процесса диссоциации, количественная характеристика слабых электролитов, не зависит от концентрации раствора.

N H₄OH NH₄⁺+ OH^–

Закон разбавления Оствальда связывает константу и степень диссоциации:

, где , См - молярная концентрация

Если α значительно меньше 1, уравнение закона Оствальда упрощается:

, т.е. при разбавлении степень диссоциации вырастает.

Для бинарного электролита КАn (например НСlO, HCSN):

[К⁺]=[Аn^–]= .

Показатель константы диссоциации: PК = – lg К_дис.

Изменение условий смещает динамическое равновесие процесса диссоциации:

Разбавление приводит к возрастанию степени диссоциации электролитов.

Добавка одноименного иона, т.е. увеличение концентрации одного из ионов ведет к снижению степени диссоциации электролита.

Ионное произведение воды – константа равная произведению концентраций протонов и гидроксид-ионов

К_Н2О =[H⁺][OH^-]

Вода – слабый электролит и в незначительной степени диссоциирует на ионы по реакции: H₂O ↔ H⁺ + OH

K_{дисс воды}=[H⁺][OH^-]) / [H₂O] = 1,8 • 10^-16 (при 22°С)

Концентрацию недиссоциированных молекул [H₂O] можно считать постоянной и в 1 л (1000 г) воды содержится

[H₂O] =n=m_H2O /М_H2O=1000/18 = 55,56 молей

Тогда ионное произведение

К_Н2О =[H⁺][OH^-]=K_дисс• [H₂O] = 1,8·10^-16 ·55,56 = 10^-14

В чистой воде [H⁺][OH^-]=10^-7

Чаще пользуются значениями не самих концентраций, а их десятичными логарифмами, взятыми с обратными знаком (отрицательными логарифмами).

рН=-lg [H⁺] – водородный показатель;

рОН=-lg [OH^-] гидроксильный показатель,

тогда pH +рОН=-lg К_Н2О pH +рОН=14

В дистиллированной воде pH =рОН =-lg 10^-7=7

Водородный показатель – величина характеризующая кислотность среды (раствора)

pH=-lg [H⁺]

Кислотность среды определяют индикаторами. Их окраска зависит от соотношения [H⁺] и [OH^-]

				лакмус	фенолфталеин	метилоранж
Кислая	[H+]>[OH-]	рН<7	рОН>7	красный	бесцветный	розовый
Нейтральная	[H+]=[OH-]	рН=7	рОН=7	фиолетовый	бесцветный	оранжевый
Щелочная (основания)	[OH]>[H+]	рН>7	рОН<7	синий	малиновый	желтый

Гидролиз солей - взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита и сопровождающееся изменением рН раствора.

Гидролизу подвергается ион слабого электролита, возможны 3 типа гидролиза.

1.Гидролиз по аниону Соль сильного основания и слабой кислоты СН₃СООNa.

Молекулярное уравнение: CH₃COONa + H₂O  CH₃COOH + NaOH

Ионно-молекулярное уравнение: СН₃СОО^– +НОН СН₃СООН + ОН^–

Образующиеся при диссоциации анионы СН₃СОО^– связываются в слабый электролит СН₃СООН. Ионы ОН^– накапливаются, создавая в растворе щелочную среду (рН>7). Гидролиз тем сильнее, чем меньше К_дисс образующейся слабой кислоты.

Гидролиз солей многоосновных кислот протекает по стадиям, преимущественно по первой стадии.

1 стадия: K₂S + H₂O  KHS + KOH

S^2– + HOH  HS^– + OH^–

2 стадия: KHS + H₂O  H₂S + KOH

HS^-– + HOH  H₂S + OH^–

2. Гидролиз по катиону. Соль слабого основания и сильной кислоты CuSO₄ Гидролиз идет по катиону Cu²⁺ и протекает в две стадии с образованием преимущественно основной соли.

Реакция среды кислая (рН<7), в растворе накапливаются ионы водорода Н⁺. Гидролиз тем сильнее, чем меньше К_дисс образующегося основания.

1 стадия: Cu²⁺ + H₂O  CuOH⁺ + H⁺

2CuSO₄ + 2H₂O  (CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄

2 стадия: CuOH⁺ + HOH  Cu(OH)₂ + H⁺

(CuOH)₂SO₄ + 2H₂O  2Cu(OH)₂ + H₂SO₄

3. Гидролиз по катиону и аниону. Соль слабого основания и слабой кислоты CH₃COONH₄.

NH₄⁺ + CH₃COO^– + HOH  NH₄OH + CH₃COOH

Среда раствора нейтральная, слабокислая или слабощелочная в зависимости от К_дисс образующихся слабых электролитов.

Усиление гидролиза, совместный гиролиз солей слабого основания CrCl₃ и слабой кислоты Na₂S приводит к необратимому гидролизу каждой из солей до конца с образованием слабого основания и слабой кислоты.

Гидролиз соли CrCl₃ идет по катиону: Cr³⁺ + HOH  CrOH²⁺ + H⁺

Гидролиз соли Na₂S идет по аниону: S^2– + HOH  HS^– + OH^–

Гидролиз усиливается, т.к. образуется слабый электролит Н₂О: H⁺+OH^–=Н₂О

Молекулярное уравнение: 2CrCl₃+3Na₂S+6H₂O=2Cr(OH)₃+3H₂S+6NaCl

Ионно-молекулярное уравнение: 2Cr³⁺ + 3S^2– + 6H₂O = 2Cr(OH)₃ + 3H₂S

Соли сильных оснований и сильных кислот гидролизу не подвергаются, т.к. ни один из ионов соли не образует с ионами Н⁺ и ОН^– воды слабых электролитов. Водные растворы таких солей имеют нейтральную среду.

Пример 2. Напишите уравнение электролитической диссоциации муравьиной кислоты и найдите концентрации ионов Н⁺ и НСОО^- в растворе, молярность которого См=0,01моль/л, а константа диссоциации К_дис =1,810^-4.

Решение.

Муравьиная кислота – слабая кислота. В водном растворе присутствуют в основном молекулы HCOOH и некоторое количество ионов, образовавшихся в результате диссоциации. При диссоциации из одной молекулы образуется один ион H⁺ и один ион HCOO^–.

HCOOH H⁺ + HCOO^–, т.е. С_H+ = С_HCOO–

Концентрацию ионов найдем из упрощенного выражения закона Оствальда.

С_H+ = С_HCOO–= 1,34 10^-3.

Задачи для выполнения контрольной работы

Напишите уравнение электролитической диссоциации раствора слабой кислоты и найдите концентрации ионов Н⁺ и кислотного остатка в моль/л в растворе, если известны константа диссоциации К_дисс. И нормальность Сн

Вариант	Формула кислоты	Название кислоты	Сн,моль/л	Кдисс
191	HCOOH	Муравьиная	0,005	1,8 10-4
192	CH3COOH	Уксусная	0,005	1,74 10-5
193	HNO2	Азотистая	0,05	5,1 10-4
194	C6H6COOH	Бензойная	0,05	6,6 10-5
195	HIO4	Иодная	0,005	2,8 10-2
196	HIO3	Иодноватая	0,001	1,6 10-1
197	HF	Плавиковая	0,01	6,8 10-4
198	HCN	Синильная	0,1	6,2 10-10
199	HBrO	Бромноватистая	0,1	2,5 10-9
200	C2H5COOH	Пропионовая	0,01	1,35 10-5
201	HCNS	Роданисто-водородная	0,001	1,4 10-1
202	C6H4(OH)COOH	Салициловая	0,001	1,1 10-3
203	HClO2	Хлористая	0,001	1,1 10-2
204	HClO	Хлорноватистая	0,05	5,0 10-8
205	HCNO	Циановая	0,01	3,5 10-4
206	HCOOH	Муравьиная	0,02	1,8 10-4
207	CH3COOH	Уксусная	0,01	1,74 10-5
208	HNO2	Азотистая	0,01	5,1 10-4
209	C6H5COOH	Бензойная	0,01	6,6 10-5
210	HIO4	Йодная	1,0	2,8 10-2
211	HIO3	Йодноватая	2,0	1,6 10-1
212	HF	Плавиковая	0,05	6,8 10-4
213	HCN	Синильная	0,5	6,2 10-10
214	HBrO	Бромноватистая	0,5	2,5 10-9
215	C2H5COOH	Пропионовая	0,05	1,35 10-5
216	HCNS	Роданистово-дородная	2,0	1,4 10-1
217	C6H4(OH)COOH	Салициловая	1,0	1,1 10-3
218	HClO2	Хлористая	1,0	1,1 10-2
219	HClO	Хлорноватистая	0,1	5,0 10-5
220	HCNO	Циановая	0,05	3,5 10-4

Пример 3. Вычислите водородный показатель (pH) раствора и концентрации ионов Н⁺ и ОН^- в растворе КОН, молярность которого составляет 0,01 моль/л (принять α = 1) .

Решение.

Для расчета концентрации ионов [H⁺] используем выражение ионного произведения воды и величину рН.

Значение α=1 означает, что в растворе все молекулы КОН находятся в состоянии диссоциации, т.е.

[ОН^–] = [К⁺] = [КОН] = 0,01 = 10^-2моль/л

рОН = =-lg [ОН^–]==-lg 10^-2= 2, а

pH = 14–рОН = 14–2 = 12

Пример 4. Составьте молекулярные и ионное уравнения гидролиза солей: а) нитрата аммония NH₄NO₃; б) сульфита лития Li₂SO₃; в) ацетата алюминия Al(CH₃COO)₃; напишите выражение для контастанты гидролиза и оцените рН среды.

Решение.

а) Это соль слабого основания и сильной кислоты.

При растворении в воде соль NH₄NO₃ диссоциирует

N H₄NO₃ NH₄⁺ + NO₃^–

И взаимодействует с водой, связывая ионы воды (Н⁺ и ОН^–) в малодиссоциирующее соединения связывает ион NH₄⁺, образуя молекулы слабого основания NH₄ОН.

Ионное уравнение гидролиза NH₄NO₃

N H₄⁺ + H₂O NH₄OH + H⁺.

где - константа диссоциации NH₄ОН.

Уравнение гидролиза в молекулярной форме

N H₄NO₃ + H₂O NH₄OH + HNO₃.

Реакция среды кислая, рН < 7.

б) Сульфит лития при растворении в воде диссоциирует

L i₂SO₃ 2Li⁺ + SO₃^2-.

Ионы SO₃^2- связывают H⁺ - ионы воды ступенчато, образуя кислые ионы HSO₃^- и молекулы слабой кислоты H₂SO₃. Практически гидролиз соли ограничивается первой ступенью

S O₃^2- + H₂O HSO₃^- + OH^-,

L i₂SO₃ + H₂O NaHSO₃ + NaOH.

Рекция раствора щелочная, рН > 7.

в) Соль ацетата алюминия диссоциирует, образуя ионы

Al(CH₃COO)₃ Al⁺³ + 3CH₃COO^-

Ионы Al⁺³ и ион CH₃COO^- взаимодействуют с ионами воды, образуя малорастворимые соединения Al(OH)₃ и взаимодействии слабой кислоты и слабого основания, гидролизуются необратимо и полностью.

A l(CH₃COO)₃ + 3H₂O = Al(ОН₃) + 3 CH₃COO.

pH раствора Al(CH₃COO)₃ зависит от соотношения и . Из табл.П 4 следует, что < , следовательно среды кислая.

Составьте ионное и молекулярное уравнение реакции гидролиза соли, выражение для константы гидролиза и оцените величину рН раствора.