АкушерствоАнатомияАнестезиологияВакцинопрофилактикаВалеологияВетеринарияГигиенаЗаболеванияИммунологияКардиологияНеврологияНефрологияОнкологияОториноларингологияОфтальмологияПаразитологияПедиатрияПервая помощьПсихиатрияПульмонологияРеанимацияРевматологияСтоматологияТерапияТоксикологияТравматологияУрологияФармакологияФармацевтикаФизиотерапияФтизиатрияХирургияЭндокринологияЭпидемиология

Примеры решения типовых задач. Используемые обозначения и размерности:

Используемые обозначения и размерности:

К – константа диссоциации;

С – молярная концентрация электролита, моль/л;

a - степень диссоциации, в долях единицы или %;

[H⁺], [OH^-] – концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов, моль/л;

m - ионная сила;

f – коэффициент активности иона;

Z – заряд иона;

а – активная концентрация (активность) иона, моль/л;

Основные расчетные формулы

(1) К» Сa² (2) (3) (4)

[H⁺] = Ca (5) [OH^-] = Ca (6)

(7) a = fC (8) (9)

Задача 1. Вычислите [OH^-] в 0,1 м растворе NH₄ОН.

Решение: из формулы (4) a= = 1,33×10^-2 (долей единицы).

[OH^-] = Ca = 0,1·1,33·10^-2 = 1,33·10^-3 моль/л.

Задача 2. При какой молярной концентрации уксусной кислоты в растворе ее степень диссоциации равна 0,01?

Решение: по формуле (3) 1,8×10^-1 моль/л

Задача 3. Повлияет ли на процесс диссоциации NH₄OH добавление а)HCl; б)NaOH?

Решение: а) NH₄OH является слабым электролитом. Ионное равновесие в его растворе выражается условно уравнением: NH₄OH NH₄⁺ + OH^- (1)

Ионы ОН^- соединяются с ионами Н⁺ хлороводородной кислоты, диссоциирующей нацело: HCl ® H⁺ + Cl^- (2), при этом образуются молекулы почти недиссоциирующей воды: ОН^- + Н⁺ ® Н₂О (3). Уменьшение концентрации OH^- в соответствии с принципом Ле-Шателье приведет к тому, что равновесие (1) будет смещено вправо, т.е. процесс диссоциации NH₄OH усилится.

б) Добавление NaOH, диссоциирующего по уравнению: NaOH ® Na⁺ + OH^- (4)

приведет к увеличению концентрации OH^-, что вызовет смещение равновесия (1) влево, т.е. процесс диссоциации будет подавляться.

Задача 4. Вычислите ионную силу и активности ионов в 0,08 растворе CaCl₂.

Решение: концентрации ионов Са²⁺ и Cl^- равны соответственно 0,08 и 0,16 моль/л согласно уравнению диссоциации соли: CaCl₂ ® Ca²⁺ + 2Cl^-

1моль 1 моль 2 моль

0,08 моль 0,08 моль 0,16 моль.

Ионная сила раствора по формуле (7) составляет:

Коэффициенты активности Cl^- рассчитывают по формуле (9) либо находят по таблице (см.приложение). Пользуясь формулой (8), находят активность каждого иона:

а(Ca²⁺) = 0,23·0,08 = 0,018 моль/л; а(Cl^-) = 0,69·0,16 = 0,11 моль/л.

Задача 5. Составьте уравнения реакций гидролиза солей в ионной и молекулярной формах. 5.1 Ацетат натрия 5.2 Карбонат натрия 5.3 Хлорид аммония 5.4 Сульфат меди(II) 5.5 Сульфид аммония.

Решение. Гидролизом называют обратимое обменное взаимодействие ионов соли с молекулами воды, приводящее к образованию слабого электролита и изменению реакции среды.

- Движущей силой или причиной гидролиза является образование слабого электролита: чем слабее образующийся электролит,тем глубже протекает гидролиз (тем больше степень гидролиза соли).

Гидролизу подвергаются соли, образованные:

1)сильным основанием и слабой кислотой;

2)слабым основанием и сильной кислотой;

3)слабым основанием и слабой кислотой,

так как при их гидролизе может образовываться слабый электролит.

- Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются, так как взаимодействие катиона сильного основания и аниона сильной кислоты с водой не приводит к образованию слабого электролита.

I.Гидролиз по аниону слабой кислоты.

5.1 Ацетат натрия – соль, образованная сильным основанием NaOH и слабой кислотой СН₃СООН, диссоциирует по уравнению: NaCH₃COO ® Na⁺ + СН₃СОО^-

Из этих ионов участвовать в реакции гидролиза может только ацетат-ион, являющийся анионом слабой кислоты: СН₃СОО^- + Н⁺ОН^- СН₃СООН + ОН^-

слабый электролит

Этому уравнению соответствует молекулярное уравнение:

NaCH₃COO + HOH СН₃СООН + NaOH

Раствор данной соли имеет щелочную реакцию среды, рН>7, т.к. согласно ионному уравнению в растворе накапливаются гидроксид-ионы.

5.2 Карбонат натрия - в водном растворе идет процесс диссоциации соли:

Na₂CO₃ ® 2Na⁺ + CO₃^2-

Соль эта образована сильным основанием NaOH и слабой двухосновной угольной кислотой, поэтому в реакции гидролиза участвует ион СО₃^2-, который, соединяясь с ионом Н⁺ воды, может дать слабый электролит (слабую кислоту). Но поскольку угольная кислота диссоциирует ступенчато, ступенчато идет и обратный процесс – процесс взаимодействия ионов СО₃^2- с ионами Н⁺. Отсюда вытекает, что гидролиз Na₂CO₃ идет ступенчато: 1 ступень: СО₃^2- + Н⁺ОН^- НСО₃^- + ОН^- ионное уравнение

слабый электролит

Na₂CO₃ + НОН NaHCO₃ + NaOH молекулярное уравнение

2 ступень: НСО₃^- + НОН Н₂СО₃ + NaOH

NaНCO₃ + НОН Н₂СО₃ + NaOH.

Реакция раствора данной соли щелочная, рН>7.

Как видно из приведенных уравнений, гидролиз Na₂CO₃ по первой ступени идет с образованием кислой соли и только по второй ступени образуется угольная кислота.

Практически гидролиз идет только по первой ступени.Это объясняется тем, что ионы НСО₃^- диссоциируют гораздо труднее [К(НСО₃^-)=5,6×10^-11)], чем молекулы Н₂СО₃ [К(Н₂СО₃)=4,3×10^-7)], т.е. ион НСО₃^- является более слабым электролитом, чем молекула Н₂СО_3. Кроме того, в растворе накапливаются ОН^--ионы, смещающие равновесие гидролиза по второй ступени влево.

Таким образом, гидролиз солей многоосновных кислот практически не идет дальше первой ступени и заканчивается образованием кислых солей.

II Гидролиз по катиону слабого основания

5.3 Хлорид аммония - соль, образованная слабым основанием NH₄OH и сильной кислотой HCl, в водном растворе диссоциирует по уравнению: NH₄Cl ® NH₄⁺ + Cl^-.

Катион слабого снования NH₄⁺ может участвовать в реакции гидролиза, связываясь с гидроксид-ионом воды: NH₄⁺ + H⁺OH^- NH₄OH + H⁺ ионное уравнение

слабый электролит

NH₄Cl + HOH NH₄OH + HCl молекулярное уравнение

В растворе образуется избыток ионов Н⁺, следовательно, реакция среды кислая, рН<7.

5.4. Сульфат меди (II) - соль, образованная сильной серной кислотой и слабым двухкислотным основанием Cu(OH)₂. В реакции гидролиза принимают участие ионы Сu²⁺, при этом взаимодействие этих ионов с ионами ОН^- воды идет ступенчато.

1 ступень: Cu²⁺ + HOH CuOH⁺ + H⁺ ионное уравнение

слабый электролит

2CuSO₄ + 2HOH (CuOH)₂SO₄+H₂SO₄ молекулярное уравнение

2 ступень: СuOH⁺ + HOH Cu(OH)₂ + H⁺

(CuOH)₂SO₄ + 2HOH Cu(OH)₂ + H₂SO₄

Реакция среды раствора этой соли кислая, рН<7.

Практически гидролиз останавливается на первой ступени. Следовательно, гидролиз солей многокислотных оснований идет с образованием основных солей.

III Гидролиз по катиону слабого основания и аниону слабой кислоты

5.5 Сульфид аммония - соль, образованная слабым основанием NH₄OH и слабой кислотой H₂S. В данном случае и катион, и анион соли участвуют в реакции гидролиза, связывая ионы Н⁺ и ОН^- воды с образованием слабого основания и слабой кислоты.

1 ступень: S^2- + H⁺OH^- + NH₄⁺ HS^- + NH₄OH ионное уравнение

слабый электролит слабый электролит

(NH₄)₂S + HOH NH₄HS + NH₄OH молекулярное уравнение

Практически гидролиз идет по первой ступени.

В зависимости от соотношения констант диссоциации образующихся при гидролизе кислоты и основания, растворы cолей могут иметь слабокислую или слабощелочную реакцию, т.е. рН близко к 7. В данном случае К(HS^-)=1,3·10^-13 << К(NH₄OH)=1,8·10^-5, поэтому реакция среды слабощелочная.

Задача 6. Какие процессы будут происходить при смешивании водных растворов сульфида натрия и хлорида алюминия? Составьте уравнение реакции.

Решение: AlCl₃ – соль образована слабым основанием Al(OH)₃ и сильной кислотой HCl. Na₂S – соль образована сильным основанием NaOH и слабой кислотой H₂S. При смешивании растворов этих солей, обе соли гидролизуются, в реакции гидролиза участвуют ионы Al³⁺, связывая ионы ОН^- из воды, и ионы S^2-, связывающие ионы Н⁺ из воды. Электролитическая диссоциация воды: Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^- резко смещается вправо. Это приводит к тому, что гидролиз обеих солей доходит до конца согласно ионному уравнению: 2Al³⁺ + 3S^2- + 6HOH ® 2Al(OH)₃¯ + 3H₂S­,

молекулярное: 2AlCl₃ + 3Na₂S + 6HOH ® 2Al(OH)₃¯ + 3H₂S­+ 6NaCl

*Примечание. В таблице растворимости против солей, подвергающихся полному гидролизу, стоит прочерк и указывается, что эти соли в водном растворе не существуют, так как они разлагаются водой.

Задача 7. Определите реакцию среды в водном растворе KMnO₄.

Решение: KMnO₄ - соль образована сильным основанием КОН и сильной кислотой HMnO₄, следовательно, ни ион К⁺, ни ион MnO₄^- не могут связывать ионы Н⁺ и ОН^- из воды с образованием слабого электролита. Соль KMnO₄ не принимает участия в гидролизе и реакция среды в растворе определяется диссоциацией молекул воды:

Н₂О Н⁺+ОН^-, т.е. нейтральная, рН =7.

Задача 8. Как усилить гидролиз соли CH₃COONa?

Решение: напишем уравнение реакции гидролиза этой соли в ионной форме:

CH₃COO^- + HOH CH₃COOH + OH^- (1)

Чтобы сместить равновесие реакции вправо, надо уменьшить концентрацию ОН^--ионов, чего можно достичь добавлением кислоты (например, HCl) и связыванием ионов ОН^- в молекулы практически не диссоциирующей воды: Н⁺ + ОН^- ® Н₂О (2)

Концентрация ионов ОН^- резко падает и по принципу Ле-Шателье равновесие (1) смещается в сторону прямой реакции, гидролиз усиливается. Кроме того, гидролиз усиливается при разбавлении соли и повышении температуры (DН > 0).

Контрольные вопросы для самопроверки

1. Какой процесс называется электролитической диссоциацией? Сформулируйте основные положения теории электролитической диссоциации Аррениуса.

2. В чем особенность диссоциации слабых электролитов? Чем отличаются слабые электролиты от сильных?

3. Дайте определение понятиям: степень и константа диссоциации. Какие факторы влияют на их величину?

4. Как связаны между собой степень и константа диссоциации.

5. Что характеризует собой Ка и рКа кислот (Кb и рКb оснований)?

6. В чем особенность диссоциации сильных электролитов? Активность и коэффициент активности ионов. Приведите примеры сильных электролитов.

7. Каковы особенности диссоциации многоосновных кислот и многокислотных оснований, средних, кислых и основных солей? Приведите примеры их диссоциации.

8. Какие реакции называют реакциями гидролиза? Укажите причину гидролиза.

9. Охарактеризуйте основные случаи гидролиза солей. От каких факторов зависит процесс гидролиза?

18. Роль гидролиза в биохимических процессах.

Тема. Растворы электролитов. Теория кислот и оснований.

Дата добавления: 2015-12-16 | Просмотры: 2697 | Нарушение авторских прав