Пример 1 Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций обмена между  а). карбонатом натрия и сернистой кислотой;
б) уксусной кислотой и гидроксидом аммония. Укажите причину необратимости
реакции.

Решение:          а)   Na₂CO₃   +   H₂SO₃   ↔  
Na₂SO₃   +   H₂CO₃  молекулярное

                                       
сильный        слабый      сильный      слабый

                                             2Na⁺   +  CO₃^2-  +    H₂SO₃
↔ 2Na⁺   +   SO₃^2-  +   H₂CO₃    полное  ионно — молекулярное

                                               CO₃^2- +  H₂SO₃   =   SO₃^2-   +   H₂CO₃     сокращенное ионно –
молекулярное.

Реакция необратима, так как Кдис (H₂CO₃ ) <
Кдис (H₂SO₃).

                                                       
б).   CH₃COOH + NH₄OH  ↔  
CH₃COONa +  H₂O

                                             
слабый        слабый         сильный        слабый

                                     _Кдис=10^-5           К_дис=10^-5                                                
К_дис=10^-16

                             CH₃COOH   +    NH₄OH  
↔   CH₃COO^—    +   NH₄⁺   +   H₂O   сокращенное
ионно – молекулярное.

Реакция необратима, так как Кдис (CH₃COOH )  > Кдис (H₂O)  и  Кдис
(NH₄OH) > Кдис (H₂O).

.

       Пример 2 
Составьте сокращенные ионно- молекулярные уравнения реакций обмена к
следующим молекулярным уравнениям:

а) СuС1₂
    +   2КОН   
=    Сu(ОН)₂↓    +   
2КС1                                Сu²⁺    +  
2OH‾   =    Сu(ОН)₂↓

 сильный    
сильный        слабый            сильный

б) 2Nа₃РО₄     +    ЗСаСI₂      =    Cа₃(РО₄)₂↓
 +    6NаС1                2Р0₄³‾  +   ЗСа²⁺      =    Cа₃(РО₄)₂↓

  
сильный      сильный          слабый            сильный

     в) 2СrОНSО₄    
+    Н₂SO₄     =   Сr₂(SO₄)
₃    +  2Н₂O                      СгОН²⁺  +  
Н⁺    =   Cr³⁺    +   Н₂O

  
сильный        сильный        слабый            сильный

     г) А1(ОН)₃ ¯   +   
КОН    =    КА1О₂     +   
2Н₂O                         А1(ОН)₃ ¯+ OН‾   = А1O₂‾  + 2Н₂O

 слабый           сильный        сильный        слабый

The post Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций обмена между appeared first on Химия.

ЗАДАЧИ

60.     Составьте
молекулярные и сокращенные 
ионно-молекулярные  уравнения  реакций:

          а)  Nа₂S
+ ZnС1₂   →                  г)  К₂СO₃
+ СаСI₂  →

         б) 
ВаС1₂ + Nа₂SO₄  →               д)  Nа₂СO₃  + ВаС1₂ 
→

          в)  Рb(NO₃)₂
+ 2NaI →               е)  FeCI₂    
+ KOH →

   61.
Составьте молекулярные и сокращенные ионно-молекулярные  уравнения 
реакций:

     а) FeS + НСl →                       б)  Са(ОН)₂ +
NН₄С1 → 

     в)  NaC1
+ Н₂SO₄(к) →          г) 
Na₂CO₃   + HNO₃ →

62.    Составьте молекулярные и сокращенные  ионно-молекулярные  уравнения 
реакций:

                     а) соляная кислота + нитрат серебра;

                     б) хлорид бария + серная кислота.

63.    Составьте молекулярные и сокращенные  ионно-молекулярные  уравнения 
реакций:

                      в) гидроксид натрия +
хлорид аммония;

                     г) карбонат натрия + гидроксид кальция;

                     д) гидроксид железа (III)
+ азотная кислота.

64.  Составьте 
молекулярные уравнения реакций по данным ионно – молекулярным
уравнениям:

     а) А1(ОН)₃  + ЗН⁺ → Al³⁺  + 3Н₂О

     б) Са²⁺   + СO₃²‾ →  СаСО₃↓

     в) Fе³⁺   + ЗОН‾  → 
Fе(ОН)₃↓

65.    Напишите ионные уравнения реакций, протекающих с
образованием малодиссоциирующих соединений:

       а) 
СН₃СООNа + Н₂SО₄ →…                 
б)  NaCN + Н₂SO₄ →…

       в) 
Nа₂СО₃ + Н₂SO₄ →…                            г)  FeS + Н₂SO₄ →…

66. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций
нейтрализации:

  а) Аl(ОН)₃ + НС1 →…                    6) Са(ОН)₂ + Н₃РО₄
→…                  

          в) КОН + Н₂SO₄ →…                       р)
Сu(ОН)₂ + НNО₃ →…
        
д) NН₄ОН + НС1 →…                     е)
Ва(ОН)₂  + Н₂S
→…

67.   
Напишите
молекулярные и ионные уравнения реакций образования средних солей из основных
и  кислых:

    а) А1(ОН)₂С1 + НNО₃ →…                  б) (МgОН)₂SO₄  + Н₂SO₄ →…
    в) СгОНСI₂ + НС1 →…                        г) КНСО₃ +
Са(ОН)₂ →…
    д) Са(Н₂РO₄)₂ + Са(ОН)₂ →…              е) NaНS + NaOH →…      

68.    Выберите необратимые реакции  и для них 
напишите молекулярные и ионно- молекулярные уравнения:

           
а) Сu(NО₃)₂ и
KОН;                      б) ВаС1₂ и Nа₂SО₄;                в)  NaNO₃  и  CaCI_2;

           
г) КNO₃ и Nа₂SО₃;                        д) НNО₃ и
НС1;                     е) АgNО₃  и NaC1.

69. Напишите 
молекулярные уравнения реакций:

                                               а)
(АlOН)²⁺  + Н⁺ → Al³⁺  + Н₂O

         
б) НСO₃‾  + OН‾ → СO₃²‾  + Н₂O

         
в) А1(ОН)₃  + OН‾ →  АlO₂‾ + Н₂O

         
г) Fе(ОН)₂  + 2Н⁺  →  Fе²⁺   +
2Н₂O

                         Для слабых
электролитов выпишите соответствующие константы.

70. Объясните с помощью ионных уравнений, что
произойдет при смешении ионов в растворе:

                      а) Na+, SO₄²‾, SО₃²‾, Н⁺;                         б) АI³⁺, SO₄²‾, С1‾, Н⁺; 

                       в) Fе³⁺, ОН‾, К⁺, NO₃‾ ;                          г) К⁺, OН‾, Fе³⁺, Cl‾;

71.  
Приведите примеры трех реакций, которые можно выразить одним ионным
уравнением:

                                                    СН₃СОO‾  + Н⁺  → СН₃СООН

72.   Приведите
примеры трех реакций, которые можно выразить одним ионным уравнением:

                                                   
Ba⁺²  +  SO₄^2-  =    BaSO₄ ↓

73.  Можно ли
приготовить раствор, содержащий одновременно следующие вещества:

      а)
Мg(ОН)₂   и  НNО₃;          б) А1(ОН)₃  и 
КОН;           в) Н₂SO₄  и 
NaOH?

      Ответ подтвердите уравнениями реакций. Для слабых электролитов выпишите соответствующие
константы.

74. Напишите молекулярные уравнения реакций:                              

                
       а) Аg⁺ +  Вг‾  =  AgBr                                                6) Ва²⁺  + SО₄²‾  = BaSO₄   

                        в) 3H⁺  + РО₄³ ‾ 
 =  Н₃РO₄                                                                 г) 2Н⁺
 + SО₃²‾   = 
H ₂O + SО₂ .

      Для слабых электролитов
выпишите соответствующие константы.

75. Напишите
молекулярные и сокращенные уравнения реакций, протекающих при смешении
растворов:

              а) серной кислоты и гидроксида
кальция;

              б) гидроксида магния и соляной
кислоты;

              в) гидроксида цинка и гидроксида
калия.

      Для слабых электролитов
выпишите соответствующие константы.

76. Напишите сокращенные  ионные уравнения реакций:

а) Рb(NО₃)₂ +KI→;                б) NiС1₂+Н₂S→;              в) К₂СО₃+НС1→;  

                             г) СuSО₄+NaOH→;              д) СаСО₃+НС1→;            е) Nа₂SО₃+Н₂SО₄→.

77. Напишите сокращенные ионно-молекулярные уравнения реакций. Для слабых
электролитов выпишите соответствующие константы.

а) Nа₂S+Н₂SО₄;                              б)
FeS+HC1;             г) NH₄ С1+Са(ОН)_2;,                 д) NаОС1+НNОз.

78.   Напишите 
в  молекулярной и сокращенной
ионной форме уравнения реакций нейтрализации:

а)
НС1+Ва(ОН)₂;               б)
HF + KOH;                 в) Fе(ОН)₃+ HNО₃;

г) СН₃СООН+NН₄ОН;      д) НNО₂ + NH₄ ОН;      е) Н₂S +NН₄ОН.

      Для слабых электролитов
выпишите соответствующие константы.

79. Составьте в молекулярной форме уравнения реакций, которые выражаются
следующими ионно-молекулярными уравнениями:

           a). NO₂‾ +Н⁺  = НNO₂                       б).
Сu²⁺  +
2ОН‾ = Сu(ОН)₂↓               в) Pb²⁺ +
2I‾ =РbI₂↓

The post Напишите в молекулярной и сокращенной ионной форме уравнения реакций нейтрализации appeared first on Химия.

4.8
Растворимость. Произведение растворимости

Растворение труднорастворимого
электролита (ТРЭ) в заданном количестве растворителя происходит до состояния
насыщения. В насыщенном растворе
электролит  находится в динамическом равновесии с
твердой фазой. Растворимость электролита определяет концентрацию ионов в
насыщенном растворе электролита, а значит его электропроводность. Чем меньше
растворимость ТРЭ, тем он слабее.

 При растворении электролита, например, соли, в
раствор переходят не молекулы, а ионы. В этом случае в насыщенном растворе
равновесие устанавливается между ионами соли в кристаллической фазе и ионами,
перешедшими в раствор:                                       СаСО_3
кр ↔ Ca²⁺_р-р
+ СО₃^2-_р-р.

Константа равновесия этого процесса:

К_рав. = [Ca²⁺] •
[СО₃^2-]

           [СаСО_3кр]

[СаСО_3кр] является величиной постоянной,  поэтому 
произведение двух констант можно обозначить как ПР.

 ПР  =  К_рав. • [СаСО_3кр] 
=  [Ca²⁺]_нас • [СО₃^2-]_нас   =  Р²

      Р (моль/л) —  растворимость, численно равная молярной
концентрации насыщенного раствора электролита,            Р = С_м(нас); ПР
— произведение растворимости труднорастворимого электролита (ТРЭ). ПР
рассчитывается как произведение молярных концентраций ионов (ПК) ТРЭ в насыщенном
растворе в степенях равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении
диссоциации. ПР является  величиной
постоянной при данной температуре. Значения 
ПР для всех известных ТРЭ помещены в справочник.

      Рассмотрим
насыщенный раствор ТРЭ типа А₂В₃  Обозначим 
концентрацию насыщенного раствора электролита через Р (моль/л).  Поскольку вещество малорастворимое, то
степень диссоциации α_дис можно принять равной 1 (100%). Тогда,
используя уравнение реакции, можно записать: 

                               начальное состояние раствора                 Р              0                  0

А₂В₃   =  
2А⁺³    +   3В^2-

      равновесное состояние насыщенного
раствора               0             2Р                 3Р 

 Выражение для
произведения растворимости имеет вид: ПР =
[А^а+]² • [В^в-]³ = [2Р]² • [3Р]³ = 108 Р⁵.

Значения  ПР используются в общей химии, аналитической
химии, гидрохимии, химии океана, экологии и др., т. к.  позволяют количественно оценить:

— условия образования и
растворения осадков;

— рассчитать растворимость
труднорастворимого электролита;

— рассчитать  молярную концентрацию ионов электролита в
насыщенном растворе.

     Условием
образования осадка является превышение произведения концентраций ионов (ПК)
малорастворимого электролита над его произведением
растворимости, т.е.     ПК > ПР.

     При увеличении
концентрации одного из ионов ТРЭ в его насыщенном растворе (например, путем
введения хорошо растворимого электролита, содержащего тот же ион) произведение
концентраций ионов электролита (ПК) становится больше ПР. При этом равновесие
между твердой фазой и раствором смещается в сторону образования осадка.
Например, если в насыщенный раствор AgCI добавить сильный
электролит KCI, то появление в растворе одноименного иона (CI^—)
приводит к смещению равновесия в сторону образования осадка (←). Когда
установится новое равновесие, то произведение концентраций (ПК) ионов
электролита вновь становится равным ПР, но при этом в растворе появится осадок.
В состоянии нового равновесия концентрация ионов Ag⁺ будет меньше, а
концентрация ионов CI^—  больш е, чем было до добавления KCI.  

                          
AgCI↓   <=>  
Ag⁺ + CI^—      +           КCI <=>   K⁺ + CI^—.

По принципу Ле Шаталье, если 
 [CI^—] ↑,  то смещение равновесие произойдет в сторону
образования осадка <—-.

Напротив, если в насыщенном растворе электролита уменьшить
концентрацию одного из ионов (например, связав его каким-либо другим ионом),
произведение концентраций ионов будет меньше значения ПР, раствор станет ненасыщенным,
и равновесие между раствором  и осадком
сместится в сторону растворения осадка (→).

.                                                      
Сu(OH)₂↓   <=>  
Cu⁺²   + 2OH^—    
+      HCI <=>  H⁺ + CI^—

         
При добавлении HCI происходит реакция
H⁺  + OH^—   <=>   H₂O
, при этом [OH^—] ↓, смещение
равновесия происходит в
сторону продуктов диссоциации основания  
——-à
.

Условием растворения осадка малорастворимого электролита является недонасыщение раствора,
когда произведение концентраций его ионов меньше значения ПР,  
т.е. ПК < ПР.

The post Произведение растворимости appeared first on Химия.

Пример 1.   Рассчитайте значение ПР  для ортофосфата серебра , если  в 1 л насыщенного раствора  содержится  0,0065 г соли.

Решение. Растворимость Аg₃РО₄ или молярная
концентрация соли в насыщенном растворе, равна:

                                т (Аg₃РО₄)                         0.0065
                Р   = ——————————— =
—————— = l,6 •l0^-5 моль/л

                            М (Аg₃РО₄) • V(у)                  418,58 • 1

Диссоциации фосфата серебра идет по уравнению: Аg₃РО₄ =  3Ag⁺ + РО₄^3-.
Видно, что из 1 моля соли образуется 3 моля ионов Ag⁺ и 1 моль ионов Р0₄^3-, поэтому [Р0₄^3-] = P,    a [Ag⁺] = 3Р.   Отсюда находим ПР:

ПР = [Ag⁺]³ •
[РО₄^3-] = (3Р)³
• Р
= (4,8 •10^-5) ³ •l,6•10^—5 =
1,77 •10^—18.

 Пример 2.  Произведение растворимости йодида свинца при
20°С  равно 8 •10^—9. Вычислите растворимость соли и
содержание соли в  г/л при указанной
температуре.

Решение. Если искомая растворимость соли
равна Р, тогда в насыщенном растворе РbI₂   концентрации
ионов равны:  [ Рb²⁺] = P,

[I^—] = 2Р моль/ л.                                 РbI₂  = Рb⁺² + 2 I^— .  Отсюда              ПР(РbI₂) = [Рb²⁺] [I^—]²
= Р(2Р)² = 4 Р³       

Р = ( ПР(РbI₂)/4 )^1/3 = ( 8 • 10^-9/
4)^1/3 = 1,3 10^-3
моль/л.

Молярная масса РbI₂ равна 461 г/моль, поэтому растворимость РbI₂, выраженная в г/л, составит 1,3 10^-3 моль/ л • 461 г/ моль = 0,6 г/л.

Пример 3. Во сколько раз растворимость оксалата кальция СаС₂О₄
в 0,1 М
растворе оксалата аммония (NH₄)₂С₂О₄  меньше, чем в воде. ПР(СаС₂О₄)=
2 10^-9.

Решение. Вычислим сначала
растворимость оксалата кальция в воде. Запишем уравнение диссоциации соли:

СаС₂О₄    = 
Са⁺²  + С₂О₄^2-

     Обозначив
концентрацию соли в насыщенном растворе через Р,  тогда 
[Са²⁺]= Р и  [С₂О₄^2-] = Р .

ПР(СаС₂О₄) = [Са²⁺] [С₂О₄^2-] = Р² = 2 10^-9 .

Р =  (ПР(СаС₂О₄))^1/2  =  ( 2 10^-9  )^1/2
= 4,5 • 10^-5 моль/л.

Теперь найдем растворимость той же соли в 0,1 М раствора (NH₄)₂С₂О₄;  обозначив 
ее через Р«. Концентрация ионов
Са²⁺ в   насыщенном растворе
тоже будет равна Р», а концентрация ионов С₂О₄^2-составит (0,1 + Р»).
Поскольку Р«<<0,1, то величиной Р» по сравнению с 0,1М  можно пренебречь и считать, что [С₂О₄^2-] = 0,1 моль/л. Тогда можно записать:

ПР(СаС₂О₄) = 2 •10^-9 = Р» • 0,1  и  Р» = 2 • 10^-9/ 0,1 =  2 • 10^-8 моль/л.

Таким
образом, в присутствии  (NH₄)₂С₂О₄   растворимость СаС₂О₄
уменьшилась в 4,5•10^-5 / (2•10^-8)
раз, т. е. приблизительно в 2200 раз.

Пример 4. Смешаны равные объемы 0,01 М. растворов хлорида кальция и сульфата натрия. Образуется ли
осадок сульфата кальция?

Решение. Найдем произведение
концентраций ионов Са²⁺ и SO₄^2- и сравним его с
произведением растворимости сульфата кальция. Исходные молярные концентрации
растворов CaCl₂ и Na₂S0₄
одинаковы и равны 0,01 моль/л. Поскольку
при смешении исходных растворов общий объем раствора вдвое возрастет, то
концентрации ионов [Са²⁺] и [SО₄^2-]  вдвое
уменьшатся по сравнению с исходной.

CaCI₂  +  Na₂SO₄ = CaSO₄
+ 2NaCI

нач . конц.  0,01                                             0,01

      CaCI₂  =  Ca⁺²  +  2CI^—  ,              Na₂SO₄   =  2Na⁺   +  SO₄^2-

           0         0,01     
0,02                    
0           0,02           0,01

После разбавления                   [Са²⁺] = [SО₄^2-] = 0,005 = 5
• 10^-3 моль/л.

Находим
произведение концентраций ионов    ПК
=  [Са²⁺] [SО₄^2-] = (5 • 10^-3)² = 2,5 • 10 ^-5.

ПР(CaSO₄) = 1,3•10^-4.
Найденное значение произведения концентрации ионов меньше этой величины; следовательно,
раствор будет ненасыщенным относительно сульфата кальция, и осадок не
образуется.

Для решения задач на
ПР , ПК, растворимость можно воспользоваться таблицей, приведенной ниже.

The post Найдем произведение концентраций ионов appeared first on Химия.

ЗАДАЧИ

81. Вычислите произведение
    растворимости РbВr₂ при 25°С,
    если растворимость соли при этой температуре равна 1,32 • 10^-2 моль/л.
82. В 500 мл воды при 18°С растворяется 0,0166 г Ag₂CrО₄ .Чему равно
    произведение растворимости этой соли?
83. Для растворения 1,16 г РbI₂ потребовалось 2 л воды. Найти произведение растворимости
    соли.
84.  Исходя из произведения растворимости
    карбоната кальция, найти массу СаСО₃, которая содержится в 100 мл его насыщенного раствора.
85. Вычислите объем воды,
    необходимый для растворения при 25°С 1
    г BaSО₄.
86. Рассчитайте молярную
    концентрацию ионов свинца  в
    насыщенном растворе иодида свинца.
87. Рассчитайте ПР соли NiC₂O₄, если в 100 мл насыщенного раствора этой соли
    содержится 0,001174 г ионов никеля.
88. Для растворения 0,72 г карбоната кальция потребовалось 15 л воды. Вычислите ПР карбоната кальция,
    считая, что объем раствора равен объему растворителя.
89.  Рассчитайте, в каком объеме насыщенного
    раствора хлорида свинца (II)
    содержится 0,1 г ионов свинца.
90. Рассчитайте массу
    кальция в виде ионов Са⁺², которая находится в 500 мл насыщенного раствора сульфата
    кальция.
91. Сколько литров воды
    потребуется для растворения 0,1 г
    хлорида серебра для получения насыщенного раствора.
92. Выпадет ли осадок
    сульфата кальция, если к 200 мл 0,002 молярного раствора хлорида кальция
    добавить 2000 мл 0,00001 молярного раствора сульфата
    калия.
93.  Рассчитайте, в каком объеме насыщенного
    раствора содержится 0.1 г иодида
    серебра.

        В насыщенном растворе хромата
серебра молярная концентрация иона СrО^-2 равна 0,0001
моль/л. Рассчитайте ПР хромата серебра и молярную концентрацию иона серебра в
этом растворе.

94. Выпадет ли осадок
    карбоната кальция, если к 500 мл 0,0002 М раствора нитрата кальция
    добавить 2000 мл 0,00001 молярного раствора карбоната
    натрия.

Произведение  растворимости труднорастворимых электролитов

The post Рассчитайте молярную концентрацию ионов свинца в насыщенном растворе иодида свинца appeared first on Химия.

4.9 Ионное произведение воды. Водородный
показатель (рН)

    
Вода является слабым электролитом и 
диссоциирует  по  уравнению:  
H₂O ó
H⁺ + OH^—. Выражение для

константы диссоциации  имеет вид:    
К_дис =
[H⁺]_рав [OH^—]_рав  =1,8 10^-16

                                                                                                    [H₂O ]_рав.

Значение К_дис  воды определили экспериментально по измерению
удельной электропроводности  при Т = 25 ^оС.
  Чистая вода практически не
проводит электрический ток, т.е. ά_дис(H₂O) << 1,  поэтому 
можно принять, что

 [H₂O
]_рав = [H₂O]_нач.  Рассчитаем молярную концентрацию чистой воды,
зная, что 1л воды  весит 1 кг (ρ
=1кг/л):

                С_м(H₂O) =   
      m (H₂O)       
   =         1000 г                    = 
55,6 моль/ л.

                                  M (H₂O) _* V (H₂O)          18 г/моль_*  1 л       

Подставим полученное значение С_м(H₂O) в уравнение для К_рав::

К_рав
* 55,6  = К_w  
= [H⁺] [OH^—] = 10^-14
, где К_w  – ионное произведение воды.

    
В чистой воде   [H⁺] [OH^—] = 1 10^-14 ,
тогда  [H⁺] = [OH^—] = 10^-7 моль/л_.

    
В водных растворах кислот   [H⁺] > [OH^—]  или  [H⁺] > 7 моль/л,
среда кислая.

    
В  водных растворах щелочей и
оснований [H⁺] < [OH^—],
[H⁺] < 7
моль/л, среда основная или щелочная.

    
При растворении в воде любых по природе веществ остается неизменным  —  [H⁺] [OH^—] = 1 10^-14
 .

    
Для удобства выражения реакции среды водных растворов был введен
специальный термин, который назвали водородным показателем (рН).  рН – отрицательный десятичный логарифм
молярной концентрации ионов водорода:    

рН = — lg [H⁺].

Иногда пользуются также
показателем  рОН – отрицательный
десятичный логарифм молярной концентрации ионов гидроксила.                                                      рОН = — lg [ОH^—]

                                               
В нейтральной среде     рН = 7
;        рОН = 7,    рН  +
рОН = 14

                                               
В кислой среде              рН
< 7  ;        рОН < 7,    рН  +
рОН = 14

                                               
В щелочной среде         pH > 7  ;       
рОН < 7,    рН  + рОН = 14

ШКАЛА   
рН

0―――――――――――――――――――7―――――――――――――――――――14

                         
←――   кислая
среды                                   нейтральная среда                                        
щелочная среда   
――→

                
растворы кислот                                                        
чистая вода                                        
растворы оснований, щелочей

    
Кислотность и щелочность (рН) является важнейшей характеристикой всех
водных растворов и естественных водных объектов (реки, озера, моря, океаны ).
рН контролирует скорость  многих
химических, биологических и биохимических процессов, играет важную роль в
медицине, в технологии пищевой и перерабатывающей промышленности.

      Пример 1 
Рассчитайте
рН раствора, в 500 мл которого  содержится 0,245 г серной кислоты. Степень
диссоциации кислоты равна 1.

      Решение:
Уравнение диссоциации кислоты: H₂SO₄ <=> 2H⁺ + SO₄^-2

     Выражение
для  расчета рН:       рН = —lg C_M
(H⁺),   где   C_M (H⁺) = n (H⁺) _* άдис
_* C_M (кислоты).

    Рассчитаем
C_M (кислоты) = 0,245 / 98 _* 0,5 = 0,05
моль/л

    Тогда рН =
—lg  ( 1 _* 2 _* 0,05)
=  —lg 0,1 = 1.

Пример 2  Рассчитайте рН 5,6% раствора КОН, степень диссоциации  щелочи
в растворе составляет  0,9.
Плотность  раствора равна 1,02 мл/л.

      Решение:
Уравнение диссоциации щелочи: КОН <=> К⁺ + ОН^—

     Выражение
для  расчета рН в растворах щелочей
:       рН = 14 – рОН = 14 –  (-lg  (ОH^—) _* άдис
_*C_M (КОН)).

     
Рассчитаем C_M (КОН) = 12 _* 1,02 / 56 _* 0,1
= 1,02 моль/л

     Тогда рН
= 14 —lg  ( 0,9 _* 1 _* 1,02)
= 13.

ЗАДАЧИ

95. Рассчитайте
    концентрацию ионов водорода в растворе, если: а) рН=4; б) рОН = 11; в) рН
    = 12;   г) рН = 8.
96. Рассчитайте рН и рОН
    раствора, в которых концентрация ионов Н⁺ составляет: а)10^-3;
    б)10^-11; в)10^-5; г) 10^-1.
97. Во сколько раз
    различается концентрация ионов ОН^— в растворах: а) рН=3 и рОН =
    2;

      б) рН =14 и рОН = 11; в) рН = 5 и рОН =
5; г) рН = 4 и рОН = 10.

98. Рассчитайте молярную
    концентрацию растворов НCI,
    водородный показатель которых равен: а) рН =3; б) рН = 5.
99. Вычислите рН  0,1
    М растворе НF.
100. Вычислите рН в 0,1 М растворе сернистой кислоты, учитывая
     только 1-ю ступень диссоциации.
101. Вычислите рН и степень
     диссоциации в 0,002 М растворе HCIO.
102. Вычислите рН и степень
     диссоциации в 0,02 М растворе HNO₂.
103. Вычислить константу
     гидролиза фторида калия, определить степень гидролиза этой соли в 0,01 М растворе и рН раствора.
104. Определите рН 0,02 М. раствора  Н₂СО₃, учитывая
     только первую ступень диссоциации.
105. Сравните  рН среды 
     в 0,1 М и 0,001 М растворах HCN.
106. Рассчитайте рН в
     растворе Sr(ОН)₂,
     если 200 мл этого раствора содержат 0,074 г гидроксида кальция. Степень
     диссоциации электролита равна 1.

5 
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Гидролиз солей — это реакция обмена ионов соли с водой, в результате которой
изменяется кислотность раствора. Гидролиз – процесс обратный реакции
нейтрализации. Если реакция нейтрализации процесс экзотермический и
необратимый, то гидролиз – процесс эндотермический и обратимый.

Реакция нейтрализации       
2KOH  +  H₂SO₃   =  K₂SO₃   +   2H₂O               2OH^— +  H₂SO₃   = 2H₂O  +   SO₃² 

                                              сильный       слабый          сильный      слабый

Реакция гидролиза              K₂SO₃+ H₂O
= KOH + KHSO₃                                            SO₃^2-
+ HOH = HSO₃^—  
+  OH^—

     При гидролизе смещается равновесие
диссоциации воды вследствие связывания одного из ее ионов (Н⁺ или ОН^—)
в слабый электролит соли. При связывании ионов Н⁺ в растворе
накапливаются ионы ОН⁻, реакция среды будет щелочная, а при
связывании ионов ОН⁻ накапливаются ионы Н⁺ — среда
будет кислая.

Разберем случаи гидролиза,
пользуясь понятиями "слабый" и "сильный" электролит.

Соль образована сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз
протекает по аниону). Это имеет место при
гидролизе соли СН₃СООК. Ионы соли СН₃СОО⁻
и К⁺ взаимодействуют с ионами Н⁺  и ОН⁻ из воды. При этом
ацетат-ионы (СНзСОО⁻) связываются с ионами водорода (Н⁺)
в молекулы слабого электролита — уксусной
кислоты (CHзCOOH), а ионы ОН⁻ накапливаются
в растворе, сообщая ему щелочную реакцию, так как ионы  К⁺ 
не могут связать ионы ОН⁻ (КОН является сильным
электролитом), pH >7.

                           СН₃СООК + H₂O ↔ КОН + СН₃ООН                       молекулярное уравнение

К⁺ + СН₃СОО⁻ + НОН ↔ K⁺ + ОН⁻ + СН₃СООН       полное 
ионное уравнение

   СН₃СОО⁻
+ НОН ↔ ОН⁻ + СН₃СООН                        сокращенное  ионное уравнение

         Гидролиз соли
Na₂S протекает ступенчато. Соль
образована сильным основанием и слабой двухосновной кислотой. В этом случае анион соли S²⁻ связывает ионы  Н⁺
 воды, в растворе накапливаются
ионы ОН⁻. Уравнение в ионной и молекулярной форме по первой
ступени имеет вид

                               1-я ступень              S²⁻  + НОН
↔ HS⁻ + ОН⁻              сокращенное уравнение

                                                         
Na₂S + Н₂О ↔
NaHS + NaOH            молекулярное уравнение

Вторая
ступень гидролиза практически не проходит при обычных условиях, так как,
накапливаясь, ионы ОН⁻ сообщают раствору  с и л ь н о щ е л о ч н у ю  реакцию, что приводит к реакции
нейтрализации, сдвигу равновесия влево.                                    

2-я ступень               HS⁻ + НОН ↔
H₂S + ОН⁻
          сокращенное уравнение

                                                                 
NaHS + Н₂О ↔
NaOH + H₂S            молекулярное уравнение

     
Соль образована слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз протекает
по катиону). Это имеет место при гидролизе соли NH₄Cl (NH₄ОH — слабое основание, НСl —
сильная кислота). Отбросим ион Сl⁻,
так как он с катионом воды дает сильный электролит, тогда уравнение гидролиза
примет следующий вид:

NH₄⁺ +
НОН ↔ NH₄OH + Н⁺                       
сокращенное   уравнение

                                            NH₄Cl + Н₂О ↔ NH₄OH + НСl              молекулярное уравнение

Из сокращенного уравнения видно, что ионы ОН⁻
воды связываются в слабый электролит, 
ионы Н⁺ накапливаются в
растворе и  cреда становится кислой  pH <7.

       Гидролиз соли Zn(NO₃)₂ протекает
ступенчато по катиону слабого основания.

                 1-я
ступень                Zn²⁺ +
НОН ↔ ZnOH⁺ + H⁺        сокращенное уравнение

                                               Zn(NO₃)₂ +
Н₂О ↔ ZnOHNO₃
+ HNO₃     молекулярное уравнение

ионы ОН⁻ связываются в слабое
основание,  ионы Н⁺ накапливаются.

Вторая ступень гидролиза практически не происходит при обычных
условиях, так как в результате накопления 
ионов H⁺  в растворе создается   с и л ь н о к и с л а я   среда и гидроксид цинка растворяется .

             2-я ступень           ZnOH⁺  + НОН ↔ Zn(OH)₂ + H⁺       сокращенное 
уравнение

                                         ZnOHNO₃ + Н₂О ↔ Zn(OH)₂ + HNO₃      молекулярное уравнение

    Соль образована слабым
основанием и слабой кислотой (гидролиз протекает по катиону и аниону). Это имеет место при гидролизе соли СН₃СООNH₄ .  Запишем уравнение в ионной форме, 
pH ≈ 7:

                                          NH₄⁺ +
CH₃COO⁻ + НОН ↔ NH₄OH + СН₃СООН

Образуются слабое основание и
слабая кислота, степень диссоциации которых примерно одинакова, поэтому при
протекании  гидролиза среда раствора
будет  нейтральная.

      Необратимый гидролиз протекает
для солей, которые образованы слабым основанием и слабой кислотой. В этом
случае гидролиз протекает по всем ступеням до конца, т.е. до образования
слабого труднорастворимого основания и слабой кислоты. Именно гидролиз является
причиной того, что водные растворы некоторых солей приготовить нельзя, например
CuCO₃, AI₂S₃  и др. Необратимо протекает гидролиз, если
одновременно ввести в раствор соль, образованную  тяжелым металлом, и соль, образованную слабой
летучей кислотой,  например,

2AICI₃
+3Na₂S + H₂O =  Al₂S₃
+6NaCI

Гидролиз соли Al₂S₃ протекает полно и
необратимо, так как в продукты реакции выделяются из раствора в виде осадка и
газа:                                  Al₂S₃ + 6Н₂О → 3Н₂S↑
+ 2Аl(ОН)₃↓

    
Разбавление и нагревание растворов усиливает гидролиз солей, т.е.  происходит 
активизация последующих ступеней гидролиза, что в конечном счете
приводит к  образованию слабого основания  и 
слабой кислоты:

Пример 1. Гидролиз Fе(СНзСОО)₃ на
холоде протекает с образованием FеОН(СН₃СОО)₂,
а при кипячении получается осадок Fе(ОН)₂СН₃СОО
и даже Fе(ОН)₃.

Пример 2. Если в раствор Fe₂(SO₄)₃ добавить  раствор карбоната калия, то в результате
гидролиза  выпадет осадок Fе(ОН)₃
и будет выделяться углекислый газ.

Fe₂(SO₄)₃ + 3К₂СО₃ + 3Н₂О → 2Fе(ОН)₃↓ + 3СО₂↑ + 3K₂SO₄ молекулярное уравнение

2Fe⁺³ + 3СО₃^2-
+ 3НОН = 2Fе(ОН)₃↓ + 3СО₂↑                          сокращенное уравнение

Соль образована сильным основанием и
сильной кислотой (гидролизу не подвергается).
При растворении в воде нитрата калия среда раствора не меняется, т.е. остается
нейтральной,   рН=7.

                                                             
КNО₃ + H₂O
↔ КОН + HNO₃,  

K⁺ + NО₃⁻ + НОН ↔
К⁺  + ОН⁻ + Н⁺ + NО₃⁻.

ЗАДАЧИ

107. Какая среда (щелочная,
     кислая или нейтральная) будет в водных растворах следующих солей: АlСl₃, KNO₃, CuSO₄, Na₂CO₃, (NH₄)₂S? Напишите уравнения
     гидролиза в полной и сокращенной ионной формах, укажите рН.
108. Какие соли
     подвергаются гидролизу: BaCl₂,
     Рb(NО₃)₂,
     К₃РO₄,
     Na₂CO₃, ZnBr

     The post Ионное произведение воды. Водородный показатель appeared first on Химия.

     ]]> https://himya.ru/ionnoe-proizvedenie-vody-vodorodnyy-pokazatel.html/feed 0 https://himya.ru/neobratimyy-gidroliz.html https://himya.ru/neobratimyy-gidroliz.html#respond Fri, 22 Feb 2019 02:07:12 +0000 http://himya.ru/neobratimyy-gidroliz.html       Необратимый гидролиз протекает для солей, которые образованы слабым основанием и слабой кислотой. В этом...

     The post Необратимый гидролиз appeared first on Химия.

     ]]>

           Необратимый гидролиз протекает
     для солей, которые образованы слабым основанием и слабой кислотой. В этом
     случае гидролиз протекает по всем ступеням до конца, т.е. до образования
     слабого труднорастворимого основания и слабой кислоты. Именно гидролиз является
     причиной того, что водные растворы некоторых солей приготовить нельзя, например
     CuCO₃, AI₂S₃  и др. Необратимо протекает гидролиз, если
     одновременно ввести в раствор соль, образованную  тяжелым металлом, и соль, образованную слабой
     летучей кислотой,  например,

     2AICI₃
     +3Na₂S + H₂O =  Al₂S₃
     +6NaCI

     Гидролиз соли Al₂S₃ протекает полно и
     необратимо, так как в продукты реакции выделяются из раствора в виде осадка и
     газа:                                  Al₂S₃ + 6Н₂О → 3Н₂S↑
     + 2Аl(ОН)₃↓

         
     Разбавление и нагревание растворов усиливает гидролиз солей, т.е.  происходит 
     активизация последующих ступеней гидролиза, что в конечном счете
     приводит к  образованию слабого основания  и 
     слабой кислоты:

     Пример 1. Гидролиз Fе(СНзСОО)₃ на
     холоде протекает с образованием FеОН(СН₃СОО)₂,
     а при кипячении получается осадок Fе(ОН)₂СН₃СОО
     и даже Fе(ОН)₃.

     Пример 2. Если в раствор Fe₂(SO₄)₃ добавить  раствор карбоната калия, то в результате
     гидролиза  выпадет осадок Fе(ОН)₃
     и будет выделяться углекислый газ.

     Fe₂(SO₄)₃ + 3К₂СО₃ + 3Н₂О → 2Fе(ОН)₃↓ + 3СО₂↑ + 3K₂SO₄ молекулярное уравнение

     2Fe⁺³ + 3СО₃^2-
     + 3НОН = 2Fе(ОН)₃↓ + 3СО₂↑                          сокращенное уравнение

     Соль образована сильным основанием и
     сильной кислотой (гидролизу не подвергается).
     При растворении в воде нитрата калия среда раствора не меняется, т.е. остается
     нейтральной,   рН=7.

                                                                  
     КNО₃ + H₂O
     ↔ КОН + HNO₃,  

     K⁺ + NО₃⁻ + НОН ↔
     К⁺  + ОН⁻ + Н⁺ + NО₃⁻.

      

     ЗАДАЧИ

     107. Какая среда (щелочная,
          кислая или нейтральная) будет в водных растворах следующих солей: АlСl₃, KNO₃, CuSO₄, Na₂CO₃, (NH₄)₂S? Напишите уравнения
          гидролиза в полной и сокращенной ионной формах, укажите рН.
     108. Какие соли
          подвергаются гидролизу: BaCl₂,
          Рb(NО₃)₂,
          К₃РO₄,
          Na₂CO₃, ZnBr₂?
          Напишите возможные уравнения гидролиза в молекулярном и сокращенном виде,
          укажите рН.
     109. Подвергаются ли
          гидролизу растворы следующих солей: NaNO₃,  MgS, CuI₂, (NН₄)₂СО₃?
          Напишите уравнения реакций в молекулярном и сокращенном виде, где это возможно.
     110. Напишите уравнения
          гидролиза следующих солей по первой ступени в молекулярном и сокращенном
          виде, укажите рН:           а) СuSO₄, К₂SO₃, (СНзСОО)₂Ва,
          (NH₄)₃PO₄;   

                                             б) Fe(OH)₂NO₃,
     AlOHCl₂, Na₂HPO₄.

     111. Какая среда (щелочная,
          кислая или нейтральная) будет в водных растворах следующих cолей: А1С1₃,
          KNO₂, CuSO₄, Na₂SО₃, (NH₄)₂S?  Ответ подтвердите соответствующими
          реакциями гидролиза, укажите рН.
     112. Какие из солей
          подвергаются гидролизу: CaCl₂,
          Рb(NО₃)₂,
          Nа₃РO₄, К₂СО₃,
          ZnBr₂?

            Напишите
     возможные уравнения гидролиза в сокращенном 
     виде, укажите рН.

     113. Напишите все три
          ступени гидролиза для раствора СrС1₃ (в молекулярной и ионной формах). Назовите соли.
     114. Напишите уравнения
          реакций в молекулярной и ионной формах всех ступеней гидролиза для
          раствора Nа₃РO₄. Назовите соли, укажите рН.
     115. Объясните, почему
          раствор К₃РO₄
          имеет сильнощелочную среду, а раствор КН₂РO₄ –слабокислую? 
     116. Напишите уравнения
          всех ступеней гидролиза в молекулярной и ионной формах следующих основных солей:
          ВiOН(NО₃)₂,
          (CuOH)₂SO₄, FeOHCl, Fe(OH)₂NО₃. Дайте названия всем этим солям.
     117. Напишите уравнения
          всех ступеней гидролиза в молекулярной и ионной формах следующих кислых
          солей: К₂НРO₄,
          NH₄НСO₃, Ва(НS)₂, Са(НSO₃)₂.  Назовите соли, укажите рН.
     118. Укажите реакцию на
          индикатор водных растворов следующих солей:NH₄Al(SO₄)₂,  CuSO_4, Nа₂СО₃.
          Напишите уравнения гидролиза в ионном виде, укажите рН.
     119. Напишите уравнения
          гидролиза только тех солей, для которых реакция среды существенно не
          изменяется: (NН₄)₂СО₃,
          MgS, AgNО₃, Сr₂(SO₄) ₃.
     120. Сульфиды трехвалентных  металлов подвергаются  необратимому гидролизу.  Как протекает гидролиз Сг₂S₃?
     121. При смешивании
          растворов AgNО₃  и К₂СО₃
          выделяется газ и выпадает осадок Ag₂О. Напишите соответствующие уравнения реакций.
     122. При смешивании растворов Cr₂(SO₄)₃ и Na₂S образуется осадок Сr(ОН)₃.
          Напишите соответствующие уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
     123. Составьте ионные и молекулярные уравнения реакций,
          протекающих при смешивании 
          растворов:

             а)    Аl₂(SO₄)
     ₃ и Na₂CO₃; б)  Fе(NО₃)₃
     и K₂S;   в) СrСl₃
     и К₂СО₃, учитывая, что гидролиз  доходит до конца.

     124. Какие соли
          подвергаются гидролизу:хлорид калия, сульфит калия, хлорид цинка, нитрат
          кальция, нитрит  кальция? Укажите рН
     125. В какой цвет будет
          окрашен лакмус в водных растворах CuSO₄, К₂СО₃, CaS, NаNО₃, K₂S, ZnCl₂, NaCN?
     126. Составьте молекулярные
          и ионные уравнения реакций гидролиза солей: Fе₂(SO₄) ₃, FеС1₃,

     Zn(NО₃)₂. ZnSO₄, NH₄Cl,
     MgSO₄. Укажите как  можно усилить или ослабить гидролиз.

     127. Выберите ряд, в котором
          все соли подвергаются гидролизу:  a)MgCl₂, Na₃PO₄, К₂SО₃;

                            б) Мg(NО₃)₂, Ba(NО₃)₂,
     NaCI;                         в) KBr, K₂S,
     Сu(NО₃)₂.

     128. Напишите в молекулярной форме уравнения гидролиза к
          каждому из ионных уравнений:  

                                 а) Сr³⁺ + H₂O ↔ (CrOH)²⁺ + H⁺                      6).S²⁻ + H₂O ↔ (HS) ⁻ + OH⁻

     129. Какие из приведенных
          ниже солей гидролизуются? Для каждой из гидролизующихся солей напишите в
          молекулярно-ионной форме уравнение гидролиза и укажите реакцию водного
          раствора соли: a) NaBr;   б) KNO₂;  в) HCOONH₄;  г) KI;  д) СНзСООК;   е)Ca(CN)₂;  ж) Ca(NO₂)₂;  з) Ва(СНзСОО)₂;   и) (NH₄)SО_4. Укажите рН

     The post Необратимый гидролиз appeared first on Химия.

     ]]> https://himya.ru/neobratimyy-gidroliz.html/feed 0 https://himya.ru/stepen-gidroliza-konstanta-gidroliza.html https://himya.ru/stepen-gidroliza-konstanta-gidroliza.html#respond Fri, 22 Feb 2019 02:07:10 +0000 http://himya.ru/stepen-gidroliza-konstanta-gidroliza.html 5.1 Степень гидролиза.  Константа гидролиза      Количественными оценками способности соли подвергаться гидролизу являются степень гидролиза...

     The post Степень гидролиза. Константа гидролиза appeared first on Химия.

     ]]>

     5.1
     Степень гидролиза.  Константа гидролиза

         
     Количественными оценками способности соли подвергаться гидролизу
     являются степень гидролиза ά_гид и
     константа гидролиза К_гид. 
     Степень гидролиза показывает, какая часть соли, содержащаяся в растворе
     (С_М), подверглась гидролизу (С_Мгид) и рассчитывается как
     отношение:

     ά_гид   =  С_{М гид}   / С_М   
     (100%).

      Очевидно, что для обратимого процесса
     гидролиза ά_гид < 1 (<100%), а для необратимого
     гидролиза ά_гид  = 1 (100%). Степень гидролиза зависит от
     концентрации соли, температуры раствора ά_гид  увеличивается при разбавлении раствора соли и при увеличении температуры
     раствора: если  С_М ↓, то
     ά_гид ↑, 
     если Т↑, то ά_гид
     ↑.

      Константа
     гидролиза есть константа равновесия
     процесса гидролиза, и по своему физическому смыслу определяет степень
     необратимости гидролиза.  Чем больше  К_гид, тем  необратимее гидролиз.  К_гид имеет свое выражение для
     каждого случая гидролиза.

     Соль образована сильным основанием и слабой кислотой (на примере NaCNS).

     Сокращенное уравнение
     гидролиза:  CNS^— + HOH <=> HCNS + OH^—

     К_рав  =  К_гид
      =    [HCNS]  [OH^—]   _*  [H⁺]

                                   [CNS^—]   [HOH]  _* [H⁺]

     В этом выражении для К_рав  числитель и знаменатель дроби умножили на [H⁺]. Очевидно, что
     выражение для К_гид  принимает
     вид:    К_гид  = К^—_w  / К_дис
     (HCNS).  Поскольку К^—_w  величина постоянная и равна 10^-14 , очевидно,
     что чем меньше К_дис слабой кислоты, анион которой входит в состав
     соли, тем больше К_гид.

     Соль образована слабым основанием 
     и сильной кислотой  ( на
     примере NH₄CI)

     Сокращенное уравнение
     гидролиза:            NH₄⁺ + HOH <=> NH₄OH + H⁺

     К_рав   = 
     К_гид   =  [NH₄OH]_* [H⁺] _* [OH^—] / [H⁺] _* [HOH] _* [OH^—],

     В этом выражении для К_рав
     числитель и знаменатель дроби умножили на [OH^—], поэтому выражение для К_гид  принимает вид:                                       К_гид  = К^—_w  / К_дис (NH₄OH).

     Очевидно, что чем меньше К_дис
     слабого основания, катион которого 
     входит в состав соли, тем больше К_гид.

     Соль образована слабым основанием и слабой кислотой (на примере NH₄CNS).

      Сокращенное уравнение гидролиза:     NH₄⁺ + CNS^— + HOH
     <=> NH₄OH + HCNS

     К_рав
       = 
     К_гид  = [NH₄OH]_* [HCNS]_* [OH^—]_* [H⁺] / [NH₄⁺]_*[CNS^—]_*[HOH]_*[OH^—]_*[H⁺],

     В этом выражении для К_рав
     числитель и знаменатель дроби умножили на [H⁺]_*[OH^—], поэтому выражение для К_гид  принимает вид:                       К_гид  = К^—_w / К_дис (NH₄OH) _* К_дис (HCNS).

         
     Между К_гид  и  ά_гид  соли
     существует  связь, которая выражается
     уравнением закона  Оствальда.

     ά_гид = (К_{гид /} С_{М соли})^1/2.

         
     Концентрацию ионов  OH^—   или  H⁺, которые накапливаются  в растворе при гидролизе солей, а также  рОН и рН можно рассчитать по следующим
     формулам.

     а) для соли образованной сильным
     основанием и слабой кислотой: [OH^—] = ά_{гид *} С_{М соли}   

     Тогда    рН = 14 – рОН = 14 – Ig(ά_{гид *}
     С_{М соли})   или    
     рН = 14 – lg [(К_w / К_{дис
     слаб..кисл. *} С_{М соли})^1/2]

     б) 
     для соли образованной слабым основанием и сильной кислотой   [H⁺] = ά_{гид *}
     С_{М соли .}

     Тогда       рН = – Ig[H⁺] = —Ig(ά_{гид *} С_{М соли})  
     или   рН = – lg [(К_w / К_{дис слаб.основ. *} С_{М
     соли})^1/2]

      

     ЗАДАЧИ

     130. Вычислите  константу гидролиза в 0,1 М растворе формиата натрия HCOONa. Какова степень
          гидролиза соли и рН раствора?
     131. Вычислите константу
          гидролиза в 0,001 М растворе КCIO₂. Каковы степень гидролиза соли и  рН раствора?
     132. Вычислите константу
          гидролиза в 0,1 М растворе хлорида
          аммония. Каковы степень гидролиза соли в
          0,1 М растворе и рН раствора?
     133. Вычислите рН и степень
          гидролиза 0,1 М раствора NaF.
     134. Вычислите константу
          гидролиза карбоната натрия, степень гидролиза соли в 0,1 М растворе и рН раствора.
     135. Вычислите константу
          гидролиза ортофосфата натрия. Каково значение рН:  а) в 2,4 М растворе Nа₃РО₄; б) в 0,1 М растворе той же соли? Определите в обоих случаях степень гидролиза
          соли.
     136. Вычислите константу
          гидролиза сульфита натрия, степень гидролиза соли в 0,1 М растворе и  рН
          раствора.
     137. Вычислите рН и степень
          гидролиза в 0,3 М растворе ZnCl₂.
     138. Вычислите рН и степень
          гидролиза в;0,02 М растворе Fe(NO₃)₃.
     139. Вычислить константу
          гидролиза фторида калия, определить степень гидролиза этой соли в 0,01 М растворе и рН раствора.
     140. Вычислить константу
          гидролиза хлорида аммония, определить степень гидролиза этой соли в 0,01 М растворе и рН раствора.
     141. Определить рН 0,02 N. раствора соды Nа₂СО₃, учитывая только первую ступень
          гидролиза.
     142. Сравните степень
          гидролиза соли и рН среды в 0,1 М и 0,001 М растворах цианида калия.

      

     The post Степень гидролиза. Константа гидролиза appeared first on Химия.

     ]]> https://himya.ru/stepen-gidroliza-konstanta-gidroliza.html/feed 0 https://himya.ru/nomenklatura-kompleksnyh-soedineniy.html https://himya.ru/nomenklatura-kompleksnyh-soedineniy.html#respond Fri, 22 Feb 2019 02:07:04 +0000 http://himya.ru/nomenklatura-kompleksnyh-soedineniy.html 6.1 Номенклатура  комплексных соединений Названия комплексных солей образуют по общему правилу: сначала называют анион, а...

     The post Номенклатура комплексных соединений appeared first on Химия.

     ]]>

     6.1 Номенклатура  комплексных соединений

     Названия комплексных солей
     образуют по общему правилу: сначала называют анион, а затем — катион в родительном падеже. Название
     комплексного катиона составляют
     следующим образом:

     Сначала указывают числа (используя греческие числительные: ди (2), 
     три (3), тетра (4),  пента
     (5),   гекса (6)  и т.д.) и названия отрицательно заряженных
     лигандов с окончанием «о» (Сl^— — хлоро,
     SO₄^2- — сульфато, ОН^— — гидроксо и т. п.); затем указывают числа и названия нейтральных лигандов,
     причем вода называется аква, а аммиак — аммин;
     последним называют комплексообразователь, указывая степень его окисления (в
     скобках римскими цифрами после названия комплексообразователя).  Например, комплексная соль  [Pd(H₂О)(NН₃)₂Cl]Cl 
     называется – хлорид хлородиамминаквапалладия (II).

     Название комплексного аниона составляют аналогично названию
     катиона и заканчивают суффиксом «ат». Например, 
     комплексная соль   K₂[Pt(OH)₃Cl]  
     называется хлоротригидроксоплатинат (3) калий.

     Названия нейтральных комплексных частиц образуют так же, как и катионов, но комплексообразователь
     называют в именительном падеже, а степень его окисления не указывают, так как
     она определяется электронейтральностью комплекса.   Например, [Рt(NН₃)₂Cl₂]  — дихлородиаммин-платина.

      

     6.2
     Константа нестойкости комплексных соединений

     Как уже было сказано выше,
     внешнесферная (первичная)  диссоциация
     комплексных солей происходит в водных растворах практически полностью,
     например: [Ag(NH₃)₂]Cl → [Ag(NH₃)₂]⁺
     + Cl^—. В то
     же время, диссоциация внутренней сферы комплексного соединения  (вторичная)
     является процессом равновесным и обратимым. Например, ион диамминсеребра  диссоциирует по схеме:   [Ag(NH₃)₂]⁺  ↔ Ag⁺ +2NН₃

     В результате вторичной
     диссоциации устанавливается равновесие между комплексной частицей, центральным
     ионом и лигандами. Диссоциация [Ag(NH₃)₂]⁺,
     согласно приведенному выше уравнению, характеризуется константой равновесия,
     называемой константой нестойкости
     комплексного иона:

                                                                                       
     [Ag⁺][NH₃]²          

     К_рав=K_нест =  —————— 
     =  6,8∙10^-8 .

                 [Ag(NH₃)₂⁺]

      

     Значения констант нестойкости
     различных комплексных ионов колеблются в широких пределах и могут служить мерой
     устойчивости комплекса. Чем устойчивее
     комплексный ион, тем меньше его константа
     нестойкости. Так, среди однотипных соединений, обладающих различными
     значениями констант нестойкости

      [Ag(NO₂)₂]^—     [Ag(NH₃)₂]⁺      [Ag(S₂O₃)₂]^3-      [Ag(CN₂)]^—

        1,3∙10^—3             6,8∙10^-8               1∙10^—13               
     1∙10^—21

     наиболее устойчив комплекс [Ag(CN₂)]^—, а 
     наименее устойчив — [Ag(NO₂)₂]^—.

          При сравнении устойчивости разных по типу
     комплексных ионов необходимо сначала рассчитать (или оценить) концентрацию
     комплексообразователя в растворе, а только потом делать вывод. Например,
     сравним устойчивость комплексных ионов  [Ag(CN₂)]^—  и  [Fe(CN)₆]^4-.  концентрацию
     комплексообразователя в растворе, а только потом делать вывод. Например,
     сравним устойчивость комплексных ионов  [Ag(CN₂)]^—  и  [Fe(CN)₆]^{4-
     .} Для этого будем исходить  из
     уравнения вторичной диссоциации комплексных 
     ионов и значений констант нестойкости. Пусть концентрация комплексных
     ионов в растворе равна См (моль/л),часть этой концентрации Сх (моль/л)
     продиссоциировала на комплексообразователь и лиганды. Исходя из уравнения
     диссоциации, можно рассчитать равновесную концентрацию всех ионов в растворе:

                                     [Ag(CN)₂]^—  = Ag⁺   +   2СN^—                        [Fe(CN)₆ ]^4-  =  Fe⁺²  +   6CN^—                           

     нач. состояние                      Cм                      0                   0                                           
     См                    0                0

     продиссоциировало              Сх                                                          
                                   Сх

     равновесие                          См-Сх                     х               2х                                       
     См-Сх                х                6х

      

                       [Ag⁺][CN^—]²           (x) (2x)²            4х³                                    [Fe⁺²][CN]⁶             (x) (6x)⁶         6⁶ х⁷

     K_нест
      = 
     ——————   =    ————— = 
     —— =  10^-21 ,       K_нест =  —————— =  ————   
     =  ——    =∙10^-38.

                     [Ag(CN^—)₂^—]              (Cм- Сх )        См                                       [Fe(CN)₆^4-]            (См –Сх)        См

           Если принять,
     что Сх << Cм = 1
     моль/л,  то  выражение упростится и можно оценить  концентрацию комплексообразователя (х).

                     х = См
     (Ag⁺)
     ≈ (10^-21 / 4) ^1/3   ≈ 
     10 ^-7 (моль/л) ;                            х = См (Fe⁺²) ≈  ( 10^-38 / 6⁶ )^1/7  ≈  
     10^-6 (моль/л).    

     Очевидно, комплексный ион 
     [Ag(CN)₂]^—  прочнее иона [Fe(CN)₆ ]^4-, хотя сравнение значений  К_нест. 
     говорит об обратном.

      

     Константы нестойкости комплексных ионов

      

     КОМПЛЕКСНЫЙ ИОН	УРАВНЕНИЕ ДИССОЦИАЦИИ	Кнест
     [Ag(CN)2]—              <=>	Ag + + 2(CN)—	1,0 10-21
     [Ag(NH3)2]—           <=>	Ag + + 2NH3	6,8 10-8
     [Ag(NO2)2]— —         <=>	Ag + + 2NO2—	1,5 10-3
     [Ag(S2O3)2]3-          <=>	Ag + + 2(S2O3)3-	1,0 10-13
     [Cd(CN)4]-2]—         <=>	Cd2+ + 4(CN)—	1,4 10-17
     [Cd(NH3)4]+2         <=>	Cd2+ + 4NH3	2,5 10-7
     [Cu(CN)4]-2      —      <=>	Cu2+ + 4(CN)—	5,0 10-28
     [Cu(NH3)4]+2          <=>	Cu2+ + 4NH3	2 10-13
     [Hg(CN)4]-2            <=>	Hg2+ + 4(CN)—	4,0 10-41
     [Hg(CNS)4]-2 —    <=>	Hg2+ + 4(CNS)—	1,0 10-22
     [HgBr4]-2           <=>	Hg2+ + 4(Br)—	2,0 10-22
     [HgCI4]-2               <=>	Hg2+ + 4(CI)—	6,0 10-17
     [HgI4]-2             <=>	Hg2+ + 4(I)—	5,0 10-31
     [Fe(CN)6]-3         <=>	Fe3+ + 6(CN)—	1,0 10-42
     [Zn(NH3)4]+2      <=>	Zn2+ + 4NH3	1,0 10-9
     [Fe(CN)6]-4  —      <=>	Fe2+ + 6(CN)—	1,0 10-38

     The post Номенклатура комплексных соединений appeared first on Химия.

     ]]> https://himya.ru/nomenklatura-kompleksnyh-soedineniy.html/feed 0 https://himya.ru/proizvedenie-rastvorimosti.html https://himya.ru/proizvedenie-rastvorimosti.html#respond Fri, 22 Feb 2019 02:07:01 +0000 http://himya.ru/proizvedenie-rastvorimosti.html РАСТВОРИМОСТЬ.    ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ.                                                                           СМЕЩЕНИЕ ИОННЫХ  РАВНОВЕСИЙ   ОПЫТ-1                 Образование осадков и произведение растворимости ...

     The post ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ. appeared first on Химия.

     ]]>

     РАСТВОРИМОСТЬ.    ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ.  

                                                                             СМЕЩЕНИЕ ИОННЫХ  РАВНОВЕСИЙ

      

     ОПЫТ-1                 Образование осадков и произведение
     растворимости  /ПР/

                 В две пробирки налейте по 1-2 мл
     раствора сульфата натрия. В первую пробирку прилейте такой же объем раствора
     нитрата бария, а во вторую -столько же раствора хлорида кальция.В какой из
     пробирок выпал осадок? Объясните полученный результат, используя значения
     про-изведений растворимости продуктов реакции. Составьте ионно-молекулярные
     уравнения реакции.

      

      ОПЫТ-2                                                            Растворение
     осадков и произведение растворимости

      2-А  В первой пробирке приготовьте свежий
     раствор сульфата железа (II), для чего поместите в пробирку небольшое
     количество кристаллов соли и растворите ее в 2-3 мл дистиллированной воды. В другую пробирку налейте 2-3 мл сульфата
     меди (II).В обе пробирки добавьте
     3-4 капли сульфида натрия. Обратите внимание на цвет осадков и выпишите для них
     значения ПР.

      

     2-Б  Слейте большую часть жидкости с
     образовавшихся осадков, после чего в обе пробирки при-лейте по 1 мл раствора
     хлористоводородной кислоты. Осадок сульфида какого металла растворил-ся?
     Объясните различие в растворимости осадков при действии кислоты, используя
     значения ПР солей и К_дис(H₂S). Составьте уравнения
     реакций.

      

     ОПЫТ-3                                                                 Смещение  ионных равновесий

     3-А  Налейте
     в две пробирки по 1-2 мл раствора уксусной кислоты и в каждую добавьте по 2-3
     капли раствора индикатора метилоранжа. В одну из них насыпьте кристаллический
     ацетат натрия и растворите соль, встря­хивая пробирку. Сравните цвет индикатора
     в обеих пробирках. Почему добавление соли в раствор кислоты привело к изменению
     реакции (рН) среды. Составьте уравнения реакций.

      

     3-Б  Налейте
     в две пробирки по 1-2 мл раствора гидроксида аммония и в каждую добавьте по 2
     капли раствора фенолфталеина. Затем в одну из них насыпьте кристаллический
     хлорид аммония и растворите соль, встряхивая пробирку. Сравните цвет индикатора
     в обеих пробирках. Почему добавление соли в раствор гидроксида привело к
     изменению реакции (рН) среды. Составьте уравнения реакции.

      

     3-В  К 1мл насыщенного раствора сульфата кальция
     (гипсовой воде) прилейте немного концент-рированного раствора хлорида
     кальция.  Почему выпал осадок (см.опыт
     1)? Объясните наблюдае-мое, используя выражение для ПР (CaSO₄).
     Составьте уравнения реакций.

     3-Г  К  1мл раствора хлорида магния по  каплям прилейте раствор гидроксида калия до
     заметного образования осадка. Составьте ионно-мо­лекулярные уравнения реакции.
     Затем к осадку прилейте  раствор хлорида аммония и встряхните пробирку.
     Объясните наблюдаемое растворение  осадка
     и составьте уравнения реакций.

      

      

     ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 6

     The post ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ. appeared first on Химия.

     ]]> https://himya.ru/proizvedenie-rastvorimosti.html/feed 0