Равновесие и обменные реакции в растворах электролитов

621. Ионное произведение воды - это тривиальное название константы диссоциации воды: (при 22⁰С). Константа диссоциации по определению не зависит от концентрации веществ, входящих в реакцию - ионное произведение воды не зависит от количества добавленной щелочи или кислоты.

622. Водородный (рН) и гидроксильный (рОН) показатели вычисляются через логарифмы концентраций соответствующих ионов: pH = -lg[H⁺], pOH = -lg[OH^-].

Среда	Кислая	Щелочная	Нейтральная
[H+]	<10-7	=10-7	>10-7
рН	<7	=7	>7
рОН	>7	=7	<7

 

623. рН = -lg[H⁺], рН = 14 – рОН.

[H+]	10-4	10-11	4*10-6	1.78*10-7	4.92*10-3
pН			5.4	6.7	2.3
pOH			8.6	7.3	11.7

 

624. рН = 14 – рОН. рН = -lg[H⁺], [H⁺]*[OH^-] = 10^-14

pН	3.2	5.8	9.1	11.4
[H+]	6.3*10-4	1.6*10-6	7.9*10-10	4.0*10-12
[OH-]	1.6*10-11	6.3*10-9	1.3*10-5	2.5*10-3

625.

Дано: m(NaIOH) = 2 г. V(раствора)= 1л. pH, pOH -?

См(NaOH) = m/(M*V) = 2/(40*1) = 0.05 моль/л рОН = -lg[OH-] = -lg0.05 = 1.3 pH = 14 – pOH = 14 – 1.3 = 12.7

626. Степнь диссоциации азотной кислоты (a) составляет 82 %, следовательно [H⁺] = a*Cм = 0.82*1 = 0.82 моль/л. рН = -lg[H⁺] = -lg[0.82] = 0.086. рОН = 14 – рН = 13.914.

627. СН₃СООН = СН₃СОО ^- + Н⁺ .К_д = 1.754*10^-5 , С(СН₃СООН) = 0.1 моль/л, [H⁺] = [CH₃COO^-] = х, ^, х² = 1.754*10^-6 , х = [H⁺] = 1.32*10^-3 моль/л.

рН = -lg[H⁺], pH = -lg1.32*10^-3 = 2.9, pOH = 14 – pH = 14 – 2.9 = 11.1

628.

Дано: V(NH3) = 2.24 л V(H2O) = 1 л. pH, pOH -?

Количество аммиака n(NH3) = V/Vм = 2.24/22.4 = 0.1 моль, следовательно, концентрация См(NH3) = n/V = 0.1/1 = 0.1 моль/л. Найдем концентрацию ОН-групп в растворе: степень диссоциации аммиака равна =0.013. [OH-] = a*См = 0.013*0.1 = 1.33*10-3 моль/л. рОН = -lg[OH-] = 2.9, pH = 14 – pOH = 11.1

629.

Дано: V(HNO3) = 1 л Cм(HNO3) = 1м m(NaOH) = 38 г. рH -?

HNO3 + NaOH = NaNO3 + H2O Определим количества обоих соединений: n(NaOH) = m/M =38/40 = 0.95 моль. n(HNO3) = Cм*V = 1 моль. В растворе останется 1 – 0.95 = 0.05 моль азотной кислоты, т.е. [H+] = 0.05 моль. pH = -lg[H+] = 1.3

630.

Индикатор	Окраска	В среде	рH, при котором Изменяется окраска
	Кислой	Щелочной
Лакмус	Красный	Синий	6,0-7,0
Фенолфталеин	Бесцветный	Малиновый	8,0-10,0
Метиловый оранжевый	Желтый	Красный	3,1-4,4

 

631. ПР рассчитывается, как произведение растворимостей ионов, где растворимость – концентрация вещества в его насыщенном растворе. Зная растворимость, можно рассчитать ПР, и наоборот. Трифосфат серебра диссоциирует: Ag₃PO₄ = 3Ag⁺ + PO₄ ^-3, тогда

S 3*3.8*10^-5 3.8*10^-5, n(AgNO₃) = m/M = 6.5*10^-3 / 170 = 3.8*10^-5 моль/л.

Тогда ПР будет S³ (Ag⁺)*S (PO₄^-3) = 1.3*10 ^–20 .

632. ПР рассчитывается, как произведение растворимостей ионов, где растворимость – концентрация вещества в его насыщенном растворе. Зная растворимость, можно рассчитать ПР, и наоборот. Иодид свинца диссоциирует PbI₂ = Pb ²⁺ + 2I ^-, тогда

S 6,5*10^-4 2*6,5*10^-4,

Тогда ПР будет S(Pb²⁺)*S²(I^-) = 8,45*10^-7

633. Ag₂CO₃ = 2Ag⁺ + CO₃^2-

ПР(Ag₂CO₃) = 6.15*10^-12. ПР(Ag₂CO₃) = [Ag⁺]²*[CO₃^2-] = (2S)²*S = 4S³. S - растворимость. = 1.15*10^-4 моль/л. Коэффициент растворимости выражается в граммах вещества, растворяющегося в 100 граммах воды. В одном литре воды растворяется 1.15*10^-4 моль соли, следовательно, в 100 граммах растворится S = 1.15*10^-4*М(Ag₂CO₃)/10 = 1.15*10^-4*276/10 = 0.003 г/100г.

634. Zn(OH)₂ = Zn²⁺ + 2OH^-

ПР(Zn(OH)₂) = 4.0*10^-16. ПР(Zn(OH)₂) = [Zn²⁺]*[OH^-]² = S*(2S)² = 4S³. S - растворимость. = 4.64*10^-6 моль/л. [Zn²⁺] = S = 4.64*10^-6 моль/л, [OH^-]= 2S = 2*4.64*10^-6 = 9.28*10^-6 моль/л.

635.

Дано: ПР(FeS) = 3.7*10-19 m(FeS) = 1г. V(H2O) =?

Найдем растворимость (S)данной соли: ПР(FeS) = [Fe2+]*[S2-] = S2, следовательно, S = = 6.08*10-10 моль/л, т.е. в одном литре воды растворится 6.08*10-10 моль FeS. n(FeS) = m/M = 1/88 = 0.011 моль. V(H2O) = n/S = 0.011/6.08*10-10 = 1.7*107 литров

636.

Дано: ПР(AgBr)=6.3*10-13 m(AgBr) = 1г. V(H2O) =?

Найдем растворимость (S)данной соли: ПР(AgBr) = [Ag+]*[Br -] = S2, следовательно, S = = 7.94*10-7 моль/л, т.е. в одном литре воды растворится моль 7.94*10-7 AgBr. n(AgBr) = m/M = 1/188 =5.3*10-3 моль. V(H2O) = n/S = 5.3*10-3 / 7.94*10-7 = 6.7*103 литров

637.

Дано: ПР(MgS) = 2*10-15 Cн(Mg(NO3)2) = 4*10-3 н Cн(Na2S) = 6*10-4 н

ПР = [Mg2+]*[S2-] При смешивании двух растворов одинакового объема их концентрация уменьшается в два раза: [Mg2+] = ½Cн(Mg(NO3)2) = 1/4Cм(Mg(NO3)2) = 1/4*0.0004 = 0.0001 моль/л [S2-] = 1/2Cн(Na2S) = 1/4Cн(Na2S) = 1/4*6*10-4 = 1.5 *10-4 моль/л [Mg2+]*[S2-] = 0.0001*0.00015 = 1.5*10-8 < ПР, следовательно, осадок не выпадет.

638.

Дано: Cм(Cd(NO3)2) = 10-3 м Cм(Na2CO3) = 0.1 м ПР(CdCO3) = 2.5*10-14

ПР = [Cd2+]*[CO32-] При смешивании двух растворов одинакового объема их концентрация уменьшается в два раза: [Cd2+] = Cм(Cd(NO3)2) = ½*0.001 = 0.0005 моль/л [CO32-] = Cм(Na2CO3) = ½*0.1 = 0.05 моль/л [Cd2+]*[CO32-] = 0.0005*0.05 = 2.5*10-5 >> ПР, следовательно, осадок выпадет.

639.

Дано: ПР(BaCO3) = 7*10-9 ПР(PbCO3) = 1.5*10-13 [Ba2+] / [Pb2+] =?

XCO3 = X2+ + CO32-, ПР = [X2+]*[CO32-] ; , [CO32-]1 = [CO32-]2 [Ba2+]/[Pb2+] = ПР(BaCO3)/ПР(PbCO3) = 7*10-9/1.5*10-13 = 4.6*104

640.

Дано: ПР(BaCrO4) = 2.3*10-10 ПР(SrCrO4) = 3.6*10-5 ­ [Ba2+] = 5*10-4 моль/л [Sr2+] = 5*10-1 моль/л

XCO3 = X2+ + CO32- ПР = [X2+]*[CrO42-], [CrO42-] = ПР/[X2+] Найдем концентрацию CrO42-- ионов, необходимую для выпадения осадков: а) [CrO42-] = ПР(BaCrO4)/[Ba2+] = 2.3*10-10/5*10-4 = 4.6*10-7 моль/л б) [CrO42-] = ПР(SrCrO4)/[Sr2+] = 3.6*10-5/5*10-1 = 7.2*10-5 моль/л Поскольку для выпадения осадка SrCrO4 требуется меньшая концентрация CrO42-, то он выпадет первым

641.

А) Na2S + 2HCl = 2NaCl + H2S S2- + 2H+ = H2S – бесцветный газ	В) Sn(OH)4 + 2H2SO4 = Sn(SO4)2 + 4H2O Sn(OH)4 + 4H+ = Sn2+ + 4H2O
Б) Pb(NO3)2 + 2NaI = PbI2 + 2NaNO3 Pb2+ + 2I- = PbI2 – желтый осадок	Г) Sn(OH)4 + 2KOH = K2[Sn(OH)6] Sn(OH)4 + 2OH- = [Sn(OH)6]2-

642.

А) Ba(OH)2 + 2HCl = BaCl2 + 2H2O 2OH- + 2H+ = 2H2O	В) Al(OH)3 + 3HNO3 = Al(NO3)3 + 3 H2O 3OH- + 3H+ = 3H2O
Б)NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O HSO4- + 2OH- = SO42- + H2O	Г) Al(OH)3 + 3KOH = K3[Al(OH)6] Al(OH)3 + 3OH- = [Al(OH)6]3-

643.

a) CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2 Ca2+ + 2H+ = H2O + CO2	Б) Na2S + FeSO4 = FeS + Na2SO4 S2- + Fe2+ = FeS
B) Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4] Zn(OH)2 + 2OH- = [Zn(OH)4]2-	Г) Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O 2OH- + 2H+ = 2H2O

644.

Hg2+ + S2- = HgS	CO32- + 2H+ = H2O + CO2
HgCl2 + K2S = HgS + 2KCl Hg(NO3)2 + H2S = HgS + 2HNO3	Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2 (NH4)2CO3 + 2HNO3 = 2NH4NO3 + H2O + CO2

 

645.

Ca2+ + SiO32- = CaSiO3	Al(OH)3 + 3OH- = [Al(OH)6]3-
CaCl2 + Na2SiO3 = CaSiO3 + 2NaCl Ca(NO3)2 + K2SiO3 = CaSiO3 + 2KNO3	Al(OH)3 + 3NaOH = Na3[Al(OH)6] Al(OH)3 + 3KOH = K3[Al(OH)6]

 

646.

2NO2- + 2H+ = NO + NO2 + H2O	Ag+ + Br- = AgBr
2KNO2 + 2HCl = NO + NO2 + 2KCl + H2O 2NH4NO2 + 2HCN = NO + NO2 + 2NH4Cl + H2O	AgNO3 + KBr = AgBr + KNO3 AgNO3 + NaBr = AgBr + NaNO3

647. Реакция протекает в сторону более слабого электролита, т.е. в сторону образования вещества с наименьшей ПР, Кд, Кн

а) 2AgCl + Na2CrO4 = Ag2CrO4 + 2NaCl, ПР(Ag2CrO4) = 1.1*10-12< ПР(AgCl) = 1.73*10-10, следовательно реакция протекает в сторону образования Ag2CrO4

б) H2S + 2KNO2 = 2HNO2 + K2S, Кд(HNO2) = 6.9*10-4> Кд(H2S) = 1.0*10-7, следовательно реакция протекает в сторону образования сероводорода.

в) [HgBr4]2- + 4Cl- = [HgCl4]2- + 4Br -, Кн([HgCl4]2 -)=8.5*10-16 > Кн([[HgBr4] ]2-) = 2.0*10-22, следовательно реакция протекает в сторону образования [HgBr4]2-

648. Реакция протекает в сторону более слабого электролита, т.е. в сторону образования вещества с наименьшей ПР, Кд, Кн

а) Ba3(PO4)2 + 3Na2SO4 = BaSO4 + 2Na3PO4, ПР(Ba3(PO4)2) = 6*10-39 < ПР(BaSO4) = 1.1*10-10, следовательно реакция протекает в сторону образования фосфата бария.

б) NH4OH + HCl = NH4Cl + H2O, Кд(NH4OH) = 7.5*10-14 > Кд(H2O) = 1*10-14, следовательно реакция протекает в сторону образования воды.

в) [Cu(Cl)4]2- + 4CN- = [Cu(CN)4]2- + 4Cl- Кн([Cu(Cl)4]2-)=6.3*10-6> Кн([Cu(CN)4]2-) = 5*10-28, следовательно реакция протекает в сторону образования [Cu(Cl)4]2-

649. Реакция протекает в сторону более слабого электролита, т.е. в сторону образования вещества с наименьшей ПР, Кд, Кн

а) Cd(OH)2 + Na2CO3 = CdCO3 + 2NaOH ПР(Cd(OH)2) = 2.2*10-14 < ПР(CdCO3) = 1.0*10-12, следовательно реакция протекает в сторону образования гидроксида кадмия

б) CH3COOH + NaCN = CH3COONa + HCN Кд(CH3COOH) = 1.74*10-5 > Кд(HCN) = 5*10-10, следовательно реакция протекает в сторону образования HCN

в) [Zn(OH)4]2- + 4CN- = [Zn(CN)4]2- + 4OH- Кн([Zn(OH)4]2-) = 3.6*10-16 > Кн([Zn(CN)4]2-)=1.3*10-17, следовательно реакция протекает в сторону образования [Zn(CN)4]2-

650. Реакция протекает в сторону более слабого электролита, т.е. в сторону образования вещества с наименьшей ПР, Кд, Кн

а) CaSO4 + Na2CO3 = CaCO3 + Na2SO4 ПР(CaSO4) = 2.5*10-5 > ПР(CaCO3) = 3.8*10-9, следовательно реакция протекает в сторону образования карбоната кальция

б) Fe(OH)3­ + 3NH4Cl = FeCl3 + 3NH4OH ПР(Fe(OH)3­) = 6.3*10-29 < Кд(NH4OH) = 1.8*10-5, следовательно реакция протекает в сторону образования гидроксида железа

в) [Ni(NH3)4]2+ + 4CN- = [Ni(CN)4]2- + 4NH3 Кн([Ni(NH3)4]2+) = 1.12*10-8 < Кн([Ni(CN)4]2-) = 1.8*10-14, следовательно реакция протекает в сторону образования [Ni(CN)4]2-

 

Глава 4.5. Гидролиз солей

651. Гидролиз солей – процесс, обратный реакции нейтрализации, т.е. взаимодействие соли с водой, приводящее к образованию малодиссоциирующих соединений. Типы гидролиза: по катиону (Cu(NO₃)₂, AlCl₃), по аниону (K₂CO₃, Na₂SO₃), по обоим ионам одновременно (Al₂­S₃, Ni(CN)₂).Гидролиз по катиону и аниону протекают обычно только по первой ступени и являются обратимыми, в то время как гидролиз одновременно по катиону и анионы - необратимая реакция, т.к. она протекает до конца.

652. Гидролиз солей – процесс, обратный реакции нейтрализации, т.е. взаимодействие соли с водой, приводящее к образованию малодиссоциирующих соединений. Образование слабых электролитов – причина протекания гидролиза.

KNO2 + H2O = HNO2 + KOH NO2- + H2O = HNO2 + OH-	Гидролиз по аниону, среда раствора щелочная
CuCl2 + H2O = CuOHCl + HCl Cu2+ + H2O = CuOH+ + H+	Гидролиз по катиону, среда раствора кислотная
Na3AsO4 + H2O = Na2HAsO4 + NaOH AsO4-3 + H2O = HAsO4-2 + OH-	Гидролиз по аниону, среда раствора щелочная
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S 2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S	Гидролиз по катиону и аниону, среда практически нейтральная

653. Гидролиз солей – процесс, обратный реакции нейтрализации, т.е. взаимодействие соли с водой, приводящее к образованию малодиссоциирующих соединений.

K2CO3 + H2O = KHCO3 + KOH CO32- + H2O = HNO2 + OH-	Гидролиз по аниону, среда раствора щелочная
NaAlO2 + H2O = NaOH + Al(OH)3 AlO2- + H2O = HAlO2 + OH-	Гидролиз по аниону, среда раствора щелочная
(NH4)2SO4 + H2O = 2NH4OH + H2SO4 NH4+ + H2O = NH4OH + H+	Гидролиз по катиону, среда раствора кислотная
Cr2S3 + 6H2O = 2Cr(OH)3 + 3H2S 2Cr3+ + 3S2- + 6H2O = 2Cr(OH)3 + 3H2S	Гидролиз по катиону и аниону, среда практически нейтральная

654. Гидролиз солей – процесс, обратный реакции нейтрализации, т.е. взаимодействие соли с водой, приводящее к образованию малодиссоциирующих соединений.

NH4CN + H2O = HCN + NH4OH NH4+ + CN - + H2O = HCN + NH4OH	Гидролиз по катиону и аниону, среда практически нейтральная
K3PO4 + H2O = K2HPO4 + KOH PO4-3 + H2O = HPO4-2 + OH-	Гидролиз по аниону, среда раствора щелочная
Pb(NO3)2 + H2O = Pb(OH)NO3 + HNO3 Pb+2 + H2O = PbOH+ + H+	Гидролиз по катиону, среда раствора кислотная
Fe2S3 + 6H2O = 2Cr(OH)3 + 3H2S 2Fe + + 3S2- + 6H2O = 2Fe(OH)3 + 3H2S	Гидролиз по катиону и аниону, среда практически нейтральная

655. Гидролиз солей – процесс, обратный реакции нейтрализации, т.е. взаимодействие соли с водой, приводящее к образованию малодиссоциирующих соединений.

NH4NO3 + H2O = NH4OH + HNO3 NH4+ + H2O = NH4OH + H+	Гидролиз по катиону, среда раствора кислотная
Na2S + H2O = NaOH + H2S S-2 + H2O = H2S + OH-	Гидролиз по аниону, среда раствора щелочная
FeCl3 + H2O = Fe(OH)Cl2 + HCl Fe+2 + H2O = FeOH+ + H+	Гидролиз по катиону, среда раствора кислотная
Al2(CO3)3 +6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2CO3 2Al3++3CO32+6H2O=2Al(OH)3+3H2CO3	Гидролиз по катиону и аниону, среда практически нейтральная

656. Гидролиз солей – процесс, обратный реакции нейтрализации, т.е. взаимодействие соли с водой, приводящее к образованию малодиссоциирующих соединений.

CH3COOK + H2O = CH3COOH + KOH CH3COO - + H2O = CH3COOH + OH -	Гидролиз по аниону, среда раствора щелочная
Ba(CN)2 + 2H2O = Ba(OH)2+ 2HCN 2CN - + 2H2O = 2HCN + 2OH-	Гидролиз по аниону, среда раствора щелочная
2ZnSO4 + 2H2O = (ZnOH)2SO4 + H2SO4 2Zn+2 + 2H2O = 2ZnOH+ + 2H+	Гидролиз по катиону, среда раствора кислотная
Al(NO2)3 +6H2O = Al(OH)3 + 3HNO2 Al3++3NO2-+6H2O=Al(OH)3+ 3HNO2	Гидролиз по катиону и аниону, среда практически нейтральная

657. С позиции химической термодинамики, гидролиз – процесс, обратный реакции нейтрализации, т.е. взаимодействие соли с водой, приводящее к образованию малодиссоциирующих соединений. Чем слабее образующийся электролит, тем полнее гидролизуется соль. А) Из солей KF и KNO₂ полнее гидролизуется первая соль, т.к. константа диссоциации HF (6.2*10^-4) меньше константы диссоциации HNO₂ (6.9*10^-4). Б) Соль CH₃COONH₄ гидролизуется полнее, т.к. она представлена двумя слабыми электролитами (CH₃COOН и NH₄ОН) и гидролизуется необратимо, в то время как соль CH₃COONа представлена анионом слабой кислоты и катионом сильного основания, т.е. гидролизуется только по аниону.

KNO2 + H2O = KOH + HNO2 NO2- + H2O = HNO2 + OH- среда щелочная	KF + H2O = KOH + HF F- + H2O = HF + OH- среда щелочная
CH3COONa + H2O = CH3COOH + NaOH CH3COO- + H2O = CH3COOH + OH- щелочная	CH3COONH4 + H2O = CH3COOH + NH4OH нейтр- CH3COONH4 + H2O = CH3COOH + NH4OH- альная

658. С позиции химической термодинамики, гидролиз – процесс, обратный реакции нейтрализации, т.е. взаимодействие соли с водой, приводящее к образованию малодиссоциирующих соединений. Чем слабее образующийся электролит, тем полнее гидролизуется соль. А) Из солей KCN и KClO полнее гидролизуется первая соль, т.к. константа диссоциации HCN (5*10^-10) меньше константы диссоциации HClO (3*10^-8). Б) Соль BeCl₂ гидролизуется полнее, чем MgCl₂ т.к. Be(OH)₂ – более слабое основание, чем Mg(OH)₂

KCN + H2O = KOH + HCN CN- + H2O = HCN + OH- среда щелочная	KClO + H2O = KOH + HClO ClO- + H2O = HClO + OH- среда щелочная
MgCl2 + H2O = Mg(OH)Cl + HCl Mg2+ + H2O = MgOH+ + H+ среда кислотная	BeCl2 + H2O = Be(OH)Cl + HCl Be2+ + H2O = BeOH+ + H+ среда кислотная

659. С позиции строения вещества, гидролиз – процесс, обратный реакции нейтрализации, т.е. взаимодействие соли с полярными молекулами воды. Диполи воды окружают молекулы соли, что приводит к поляризации и диссоциации молекул соли. Чем больше поляризующее действие катиона и поляризуемость аниона, тем сильнее гидролизуется соль. Т.к. поляризующее действие и поляризуемость сильно зависят от радиуса и заряда иона, то соль гидролизуется тем сильнее, чем больше заряд и меньше радиус катиона и меньше заряд и больше радиус аниона. А) Полнее гидролизуется FeCl₃, а не FeCl₂ т.к. в первой соли заряд катиона железа выше. Б) Na₂CO₃ гидролизуется менее полно, чем Na₂SiO₃, т.к. размеры аниона SiO₃^2- больше, чем аниона CO₃^2-.

FeCl2 + H2O = Fe(OH)Cl + HCl Fe2+ + H2O = FeOH+ + H+ среда кислотная	FeCl3 + H2O = Fe(OH)Cl2 + HCl Fe3+ + H2O = FeOH+2 + H+ среда кислотная
Na2СO3 + H2O = NaHCO3 + NaOH CO32- + H2O = HCO3- + OH- cреда щелочная	Na2SiO3 + H2O = NaHSiO3 + NaOH SiO32- + H2O = HSiO3- + OH- cреда щелочная

660. Гидролиз – процесс, обратный реакции нейтрализации, т.е. взаимодействие соли с полярными молекулами воды. Диполи воды окружают молекулы соли, что приводит к поляризации и диссоциации молекул соли. Чем больше поляризующее действие катиона и поляризуемость аниона, тем сильнее гидролизуется соль. Т.е. гидролиз протекает за счет разрыва ионных связей соли и образования связей между ионами соли и диполями воды.

KNO2 + H2O = KOH + HNO2 NO2- + H2O = HNO2 + OH-	Гидролиз по аниону, среда раствора щелочная
Na2СO3 + H2O = NaHCO3 + NaOH CO32- + H2O = HCO3- + OH-	Гидролиз по аниону, среда раствора щелочная
Fe(NO3)3 + H2O = Fe(OH)(NO3)2 + HNO3 Fe3+ + H2O = FeOH2+ + H+	Гидролиз по катиону, среда кислотная

661. Ступенчатый гидролиз наблюдается, когда соль образована многоосновными кислотами или многокислотными основаниями. Число ступеней определяется степенью основности кислоты (основания). Степень гидролиза, как правило,от первой ступени к последней уменьшается, т.к. константы диссоциации кислот и оснований падают, например, Н₃РО₄: К_а1>K_a2>K_a3. В две ступени идет гидролиз FeCl₂ + H₂O = FeOHCl + HCl (1), FeOHCl + H₂O = Fe(OH)₂ + HCl

В три ступени Na₃PO₄ + H₂O = Na₂HPO₄ + NaOH (1)

Na₂HPO₄ + H₂O = NaH₂PO₄ + NaOH (2)

NaH₂PO₄ + H₂O = H₃PO₄ + NaOH (3)

662. Константа гидролиза солей многоосновных кислот или многокислотных оснований обычно велика только для первой ступени, а для второй невысока. Поэтому гидролиз таких солей проходит только в две ступени.

Гидролиз в две ступени: K₂S + H₂O = KHS + KOH, KHS + H₂O = H₂S + KOH

Гидролиз в три ступени: AlCl₃ + H₂O = Al(OH)Cl₂ + HCl, Al(OH)Cl₂ + H₂O = Al(OH)₂Cl + HCl, Al(OH)₂Cl + H₂O = Al(OH)₃ + HCl

663. Константа гидролиза – это константа равновесия реакции гидролиза, т.е. реакции взаимодействия соли с водой. Константа гидролиза тем больше, чем более слабые электролиты образуются при гидролизе, чем выше температура. От концентрации раствора константа гидролиза не зависит.

NH4NO3 + H2O = NH4OH + HNO3	Кг =
KNO2 + H2O = KOH + HNO2	Кг =

 

664.

KClO + H2O = KOH + HClO ClO- + H2O = HClO + OH-	Кг =
K2S + H2O = KHS + KOH S2- + H2O = HS- + OH-	Кг =
AlCl3 + H2O = HCl + AlOHCl2 Al3+ + H2O = AlOH2+ + H+	Кг =

665. Степень гидролиза – это отношение количества диссоциировавших молекул к количеству недиссоциированных молекул. . При увеличении концентрации раствора и уменьшении температуры степень гидролиза уменьшается. Введение в раствор щелочи или кислоты влияет на степень гидролиза по-разному. Если соль гидролизуется по катиону, то степень гидролиза усиливается при введении щелочи, а уменьшается при введении кислоты. Если соль гидролизуется по аниону, то степень гидролиза усиливается при введении кислоты, а уменьшается при введении щелочи.

666. Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее образующиеся электролиты.

Соль	Кд	По возрастанию степени гидролиза	Уравнения гидролиза
NaNO2	НNO2 – 6.9*10-4		NaNO2 + H2O = NaOH + HNO2 NO2- + H2O = HNO2 + OH-
NaCN	HCN – 5.0*10-10		NaCN + H2O = NaOH + HCN CN- + H2O = HCN + OH-
NaClO	HClO – 3*10-8		NaClO + H2O = NaOH + HClO ClO- + H2O = HClO + OH-
NaClO2	HClO2 – 1.1*10-2		NaClO2 + H2O = NaOH + HClO2 ClO2- + H2O = HClO2 + OH-

667. При уменьшении концентрации соли в растворе и при увеличении температуры степень гидролиза возрастает. При разбавлении растворов солей хлорида сурьмы и нитрата висмута степень гидролиза этих солей увеличивается – гидролиз протекает до конца и выпадают осадки соответствующих гидроксидов: SbCl₃ + 3H₂O = Sb(OH)₃ + 3HCl, Bi(NO₃)₃ + 3H₂O = Bi(OH)₃ + 3HNO₃.

668. При увеличении температуры степень гидролиза солей возрастает. При нагревании раствора ацетата натрия степень гидролиза увеличивается: CH₃COONa + H₂O = CH₃COOH + NaOH. В растворе растет концентрация ОН^- групп, в результате фенолфталеин обесцвечивается. При охлаждении равновесие гидролиза соли смещается влево: раствор индикатора вновь приобретает малиновую окраску.

669. При уменьшении концентрации соли в растворе и увеличении температуры степень гидролиза возрастает. При добавлении хлорида железа по каплям в кипящую воду, гидролиз соли увеличивается настолько, что протекает до конца: FeCl₃ + 3H₂O = Fe(OH)₃ + 3HCl

670. Гидролиз уменьшает введение ионов одноименных ионам, образующимся при гидролизе. Если соль гидролизуется по катиону: FeCl₃ + H₂O = FeOHСl₂ + HCl, то уменьшать гидролиз будут Н⁺. Если соль гидролизуется по аниону: NaClO₂ + H₂O = NaOH + HClO₂, то уменьшать гидролиз будут ОН^- анионы.

671. При приготовлении растворов солей олова, сурьмы и висмута необходимо добавление кислоты для подавления гидролиза этих солей. При отсутствии избытка кислоты соли гидролизуются до образования гидроксидов, например, SbCl₃ + 3H₂O = Sb(OH)₃ + 3HCl, Bi(NO₃)₃ + 3H₂O = Bi(OH)₃ + 3HNO₃.

672. При приготовлении растворов алюминатов и хромитов необходимо добавление щелочи для подавления гидролиза этих солей. При отсутствии избытка щелочи соли гидролизуются до образования гидроксидов, например, NaAlO₂ + 2H₂O = NaOH + Al(OH)₃.

673. При совместном гидролизе солей сульфата хрома и сульфида натрия гидролиз солей протекает до конца, т.к. образуются одноименные ионы, усиливающие гидролиз второй соли:

Na2S + H2O = NaHS + NaOH S2- + H2O = HS- + OH-

Cr2(SO4)3 + 2H2O = 2CrOHSO4 + H2SO4 Cr3+ + H2O = CrOH2+ + H+

H+ + OH- = H2O

3Na2S + Cr2(SO4)3 + 6H2O = 3Na2SO4 + 2Cr(OH)3 + 3H2S

 

674. Если при совместном гидролизе двух солей образуются одноименные ионы, усиливающие каждый гидролиз второй соли, то гидролиз таких солей протекает до конца. Это возможно, если из двух солей одна гидролизуется по катиону, а вторая по аниону:

а) Al(NO₃)₃, ZnCl₂ – обе соли гидролизуются по катиону и не усиливают гидролиз друг друга

б) Al₂(SO₄)₃ и Na₂CO₃ – первая соль гидролизуется по катиону, вторая – по аниону, следовательно гидролиз солей усиливается:

Al3+ + H2O = AlOH2+ + H+	CO32– + H2O = HCO3– + OH–
H+ + OH– = H2O
3Na2CO3 + Al2(SO4)3 + 6H2O = 3Na2SO4 + 2Al(OH)3 + 3H2CO3

в) AlCl₃ и FeCl₃ – обе соли гидролизуются по катиону и не усиливают гидролиз друг друга

г) K₂S и Pb(NO₃)₂ – первая соль гидролизуется по аниону, вторая – по катиону, следовательно гидролиз солей усиливается:

Pb2+ + H2O = PbOH+ + H+	S2– + H2O = HS– + OH–
H+ + OH– = H2O
K2S + Pb(NO3)2 + 2H2O = 2KNO3 + Pb(OH)2 + H2S

675.

Дано См(СН3СООNH4) = 0.1м Кг =?, степень гидролиза а=?

СН3СООNH4 + Н2О = CH3COOH + NH4OH =3.2*10-5 Закон Оствальда: Кг = См*а2/(1-а) или а ~ = 0.018 = 1.8%. Т.к. степень гидролиза относительно небольшая, то в данном случае гидролиз нельзя считать необратимым процессом. Поскольку константа диссоциации NH4OH примерно равна константе диссоциации CH3COOH, то среда раствора практически нейтральная.

676.

Дано См(NH4NO2) = 0.1м Кг =?, степень гидролиза а=?

NH4NO2 + Н2О = HNO2 + NH4OH = 8.1*10-7 Закон Оствальда: Кг = См*а2/(1-а) или а ~ = 0.003 = 0.3%. Т.к. степень гидролиза относительно небольшая, то в данном случае гидролиз нельзя считать необратимым процессом. Поскольку константа диссоциации NH4OH больше константы диссоциации HNO2, то среда раствора щелочная.

677.

Дано См1(NaNO2) = 1м См2(NaNO2) = 10-3м Кг =?, степень гидролиза а=? PH -?

NaNO2 + Н2О = HNO2 + NaOH = 1.45*10-11 Закон Оствальда: Кг = См*а2/(1-а) или а ~ a) a1 = = 3.8*10-6 б) a2 = = 1.2*10-4 С увеличением разбавления степень гидролиза соли увеличивается. [H+] = a1*Cм1 = 3.8*10-6 моль/л. рН = -lg[H+] = 5.4

678.

Дано См(Na2СO3) = 1м Кг =?, степень гидролиза а =? pH -?	Na2СO3 + Н2О = NaHCO3 + NaOH = 2*10-4	NaHСO3 + Н2О = H2CO3 + NaOH = 2*10-8
Закон Оствальда: Кг = См*а2/(1-а) или а ~ a1 = = 1.4*10-2,Cм(NaHCO3) = a*Cм(H2CO3) = 0.014 моль/л б) a2 = = 1.2*10-3. Степень гидролиза соли по второй ступени небольшая и вклад 2-й = 2*10-8 ступени гидролиза в значение рН можно не учитывать. [ОH-] = a1*Cм = 0.014 моль/л. рОН = -lg[ОH-] = 1.8, следовательно рН = 14- рОН = 12.2

679.

Дано См(K2SO3) = 1м Кг =?, степень гидролиза а =? pH -?	K2SO3 + Н2О = KHSO3 + KOH = 1.16*10-7	KHSO3 + Н2О = H2SO3 + KOH = 7.15*10-13
Закон Оствальда: Кг = См*а2/(1-а) или а ~ a1 = = 3.4*10-4,Cм(KHSO3) = a*Cм(H2SO3) = 3.4*10-4 моль/л б) a2 = = 4.6*10-5. Степень гидролиза соли по второй ступени небольшая и вклад 2-й = 7.15*10-13 ступени можно не учитывать. [ОH-] = a1*Cм = 3.4*10-4 моль/л. рОН = -lg[ОH-] = 4.5, рН = 14- рОН = 9.5

680.

1) КNO2 + Н2О = КOH + HNO2 = 1.15*10-11

2) NaNO2 + Н2О = NaOH + HNO2 = 1.15*10-11

Закон Оствальда: Кг = См*а²/(1-а) или а ~

a₁ = a₂ = = 1.2*10^-5,Cм(ЭNO₃) = a*Cм(HNO₃) = 1.2*10^-5 *0.1 = 1.2*10^-6 моль/л

[Н⁺] = 1.2*10^-6 моль/л. рН = -lg[H⁺] = 5.9.

Одинаковый результат для двух разных солей объясняется тем, что при гидролизе обе соли дают одну и туже кислоту - HNO₂, константу диссоциации которой мы и подставляем в формулу для расчета константы гидролиза.

683. Окислительно-восстановительный потенциал характеризует окислительно-восстановительную активность вещества, стабильность степеней окисления веществ, возможные переходы между ними.

Чем меньше окислительно-восстановительный потенциал, тем сильнее восстановительные свойства, например: Li (E⁰ = -3.05 B), K (E⁰ = -2.93 B). Чем больше окислительно-восстановительный потенциал, тем сильнее окислительные свойства, например: Сl/Cl₂ (E⁰ = 1.36 B), O₃ (E⁰ = 1.51 B).

685. Окислительно-восстановительный потенциал является термодинамическим параметром, т.к. определяет возможность протекания процесса. , , где Е – электродвижущая сила, F – постоянная Фарадея, R – газовая постоянная, Т - температура, z – количество электронов.

687. MnO₄^- + 8H⁺ + 5e^- = Mn ²⁺ + 4H₂O, Е = 1.51 В.

См = 1 М, [H⁺] = 5М, [Mn²⁺] = 0.01M, Т = 298 К.

Е (MnO₄^- / Mn ²⁺) = Е⁰ (MnO₄^- / Mn ²⁺) + (2.3*R*T / n*F) *ln (См _MnO4- *См⁸_H+) / См _{Mn 2+}

Е (MnO₄^- / Mn ²⁺) = 1.51 + (2.3*8.31*298 / 5*96500) * ln (1*5⁸ /0.01) = 1.72 В.

688. Cr₂O₇^-2 + 14H⁺ + 6e^- = 2Cr ³⁺ + 7H₂O, Е = 1.33 В.

См = 1 М, [H⁺] = 5М, [Cr³⁺] = 0.1M, Т = 298 К.

Е (Cr₂O₇^-2 / Cr ³⁺) = Е⁰ (Cr₂O₇^-2/ Cr ⁺³) + (2.3*R*T / n*F) *ln (См _Cr2O7-2 *См¹⁴_H+) / См _{Cr 2+}

Е (Cr₂O₇^-2 / Cr ³⁺) = 1.33 + (2.3*8.31*298 / 6*96500) * ln (1*5¹⁴ /0.1) = 1.69 В.

689.

Дано W%(H2SO4) = 60% p = 1.50 г/мл T = 298 K E -?

SO42- + 8H+ + 6e = S + 4H2O E(SO42-/S) = Eo(SO42-/S) + Найдем концентрацию серной кислоты: возьмем 1 литр раствора. m(р-ра H2SO4) = V*p = 1000*1.50 = 1500 грамм. m(H2SO4) = m(р-ра H2SO4)*W%/100% = 1500*60/100 = 900 грамм. Cм = m/(M*V) = 900/(98*1) = 9.2 моль/л. См(H2SO4) = См(SO42-) = 9.2, См(Н+) = 2См(H2SO4) = 18.4 моль/л. E(SO42-/S) = 0.36 + = 0.46 В

Полученный результат является приблизительным, поскольку вычисления ведутся из предположения, что серная кислота диссоциирует нацело.

690.

Дано W%(HNO3)=40% p = 1.25 г/мл T = 298 K E -?

NO3- + 4H+ + 3e = NO + 2H2O E(NO3-/NO) = Eo(NO3-/NO) + Найдем концентрацию азотной кислоты: возьмем 1 литр раствора. m(р-ра HNO3) = V*p = 1000*1.25 = 1250 г. m(HNO3) = m(р-ра HNO3)*W%/100% = 1250*40/100 = 500 грамм. Cм = m/(M*V) = 500/(63*1) = 7.94 моль/л. См(HNO3) = См(NO3-) = См(Н+) = 7.94 моль/л. E(NO3-/NO) = 0.96 + = 1.048 В

Полученный результат является приблизительным, поскольку вычисления ведутся из предположения, что азотная кислота диссоциирует нацело. Кроме того невозможно учесть концентрацию выделяющегося NO, который влияет на положение равновесия данной реакции.

692. Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6e ^- =2Cr³⁺ + 7H₂O, j = 1.33 B.

CrO₄^2- + 4H₂O + 3e ^- =Cr³⁺ +8OH ^-, j = -0.13 B.

j(окислителя) > j(восстановителя), в соответствии с этим правилом, хром является более сильным восстановителем в щелочной среде а более сильным окислителем – в кислой среде.

693. Более сильным восстановителем цинк является в щелочной среде, поскольку в ней он имеет потенциал Е⁰ (Zn²⁺ /Zn) = - 1.24 В, а в кислой Е⁰ = -0.76 В.

694. В кислой и нейтральной средах:Al ³⁺ + 3e ^- = Al, j = - 0.67 B.

В щелочной среде: Al + 3OH ^- - 3e ^- = Al(OН)₃ , j = -2.30 B.

Чем меньше потенциал восстановителя, тем больше будет разница между ним и потенциалом окислителя, в соответствии с этим правилом, алюминий является более сильным восстановителем в щелочной среде.

695. Согласно правилу, Е(окислителя) должно быть > Е(восстановителя). Перхлораты в качестве окислителей целесообразно использовать в кислой среде, т.к. максимальный потенциал Е = 1.58 В. хлораты используют в щелочной среде (Е = 1.49 В). Хлориты – в кислой среде (Е = 1.21 В). Гипохлориты - в кислой (Е = 1.63 В).

696. Электроны, находящиеся в объеме металла при контакте его с раствором соли могут переходить в раствор или в металл – возникает заряд. Он называется двойным электрическим слоем и зависит от потенциала металла, концентрации соли и природы металла.

697. Электродные потенциалы металлов и их ионизационные потенциалы определяются различными методами. Ионизационные определяются спектральными методами, а электродные – относительно стандартного водородного электрода, поэтому значения этих двух величин не совпадают.

698. В ряду напряжений металлы расположены в порядке убывания их отрицательных и возрастания положительных потенциалов. Ряд обладает свойствами:

1. каждый из находящихся в ряду металлов вытесняет из растворов их солей все металлы, следующие за ним. Поэтому кадмий будет вытеснять медь и серебро, но не вытеснит цинк и магний. В свою очередь кадмий вытеснит любой металл, стоящий слева от него, это может быть калий, магний, алюминий, железо и др.
2. все металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода вытесняют его из растворов кислот.
3. восстановительная способность металлов падает слева направо.

701. I (0.62 B) … Br (1.09) … Cl (1.36) … F (2.87)

Ряд обладает свойствами: чем правее стоит элемент, тем сильнее его окислительная способность.

702.

HCl + O2 = Cl2 + 2H2O 2Cl-1 – 1e- = Cl2 (E = 1.36 В) O2 + 4H+ + 4e- = 2H2O (Е = 1.23 В) Согласно правилу, Е(окислителя) должно быть > Е(восстановителя). Т.е. окислителем в данной реакции является O2 - реакция протекает в обратном направлении.

H3PO4 + HI = H3PO3 +I2 PO4 3- + 2H+ +2e- = PO3 3- + H2O, (E = -0.28 В) 2I -1 - 2e– = I2 (Е = 0.62 В), Е(окислителя) > Е(восстановителя). Т.е. окислителем в данной реакции является H3PO4 - реакция протекает в обратном направлении.

 

703.

2HCl + 2HNO3 = 2NO + Cl2 + 2H2O 2Cl-1 – 1e- = Cl2 (E = 1.36 В) NO3- + 4H+ + 3e- = NO + 2H2O (Е = 0.96 В) Согласно правилу, Е(окислителя) должно быть > Е(восстановителя). Т.е. окислителем в данной реакции является HNO3 - реакция протекает в обратном направлении.

2FeSO4 + 2I2 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 +4HI Fe 2+ - 1e- = Fe 3+ (E = 0.77 В) I2 + 2e– = 2I -1 (Е = 0.62 В) Е(окислителя) > Е(восстановителя). Т.е. окислителем в данной реакции является I2 - реакция протекает в обратном направлении.

 

704.

2KMnO4 + 8KBr + 4H2O = 2MnO2 + 4Br2 + 8KOH MnO4- + 2H2O + 3e- = MnO2 + 4OH- , E = 1.23 В 2Br- -2e- = Br2, Е = 1.09 В Согласно правилу, Е(окислителя) должно быть > Е(восстановителя). Т.е. окислителем в данной реакции является KMnO4 - реакция протекает в прямом направлении.

2KMnO4 +6Ag + H2O = 2MnO2 + 3Ag2O + 2KOH MnO4- + 2H2O + 3e- = MnO2 + 4OH- , E = 1.23 В 2Ag + 2OH- –2e = Ag2О + H2O, Е = 0.79 В Е(окислителя) > Е(восстановителя). Т.е. окислителем в данной реакции является KMnO4 - реакция протекает в прямом направлении.

705.

H­3PO3 + SnCl2 + H2O = H­3PO4 + Sn + 2HCl PO3 3- + H2O -2e- = PO4 3- + 2H+, E = -0.28 В Sn2+ +2e- = Sn, Е = -0.14 В Согласно правилу, Е(окислителя) должно быть > Е(восстановителя). Т.е. окислителем в данной реакции является SnCl2 - реакция протекает в прямом направлении.

SnCl2 + I2 + KCl = SnCl4 + KI Sn2+ -2e- = Sn4+, Е = 0.15 В, I2 +2e- = 2I-, Е = 0.62 В Е(окислителя) > Е(восстановителя). Т.е. окислителем в данной реакции является иод - реакция протекает в прямом направлении.

706.

Se + 2H2SO4 + H2O = H2SeO3 + H2SO3 Se + 6OH-– 4e- = SeO32- + 3H2O, (E = -0.37В) SO4-2 + H2O + 2e- = SO32- + 2OH-, (Е = -0.93 В) Согласно правилу, Е(окислителя) должно быть > Е(восстановителя). Т.е. окислителем в данной реакции является H2SO4 - реакция протекает в обратном направлении.

Cu + Br2 + Na2SO4 = CuSO4 + NaBr Cu - 2e- = Cu+2 , (E = 0.337 В) Br2 +2e– = 2Br -, (Е = 1.09 В), Е(окислителя) > Е(восстановителя). Т.е. окислителем в данной реакции является Br2 - реакция протекает в прямом направлении.

707.

Ag + 2HNO3 = AgNO3 + NO2 + H2O Ag – 1e- = Ag+ (E = 0.790В) NO3- + 2H+ + 1e- = NO2 + H2O (Е = 0.80 В) Согласно правилу, Е(окислителя) должно быть > Е(восстановителя). Т.е. окислителем в данной реакции является HNO3 - реакция протекает в прямом направлении.

Cl2 + H2O = HCl + HClO Cl2 + 2e- = 2Cl– (E = 1.36 В) Cl2 + H2O –2e– = 2HClO + 2H+ (Е = 1.63 В) Е(окислителя) > Е(восстановителя). Т.е. окислителем в данной реакции является Cl2 - реакция протекает в прямом направлении.

708.

Au + 6HNO3 = Au(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O Au – 3e- = Au3+ E = 1.5 В NO3- + 2H+ + 1e- = NO2 + H2O Е = 0.8 В Согласно правилу, Е(окислителя) должно быть > Е(восстановителя). Т.е. окислителем в данной реакции является Au3+ - реакция протекает в обратном направлении.

PbSO4 + H2O2 = PbO2 + H2SO4 Pb2+ – 2e- = Pb4+ E = 1.69 В H2O2 = 2H+ + O2- Е = 0.68 В Е(окислителя) > Е(восстановителя). Т.е. окислителем в данной реакции является Pb4+ - реакция протекает в обратном направлении.

709. а) HIO₃ проявляет окислительные свойства (Е = 1.08 В), тогда как HCl – слабый восстановитель (Е = 1.36 В). Поскольку ОВР может протекать при условии, что Е(окислителя) > Е(восстановителя), то данные вещества не будут взаимодействовать и можно на их основе приготовить раствор. б) K₂Cr­₂O₇ – сильный окислитель (Е = 1.33 В), а KBr – слабый восстановитель (Е = 1.09 В). Данные вещества могут взаимодействовать и раствор из них приготовить нельзя.

710. Согласно правилу, Е(окислителя) должно быть > Е(восстановителя).

а) Е (HNO₃) = 0.80 B, Е (HBr) = 1.09 B. Потенциал окислителя (азотной кислоты) меньше потенциала восстановителя, поэтому HNO₃ не будет окислять HBr, раствор можно приготовить.

б) по той же причине железо не восстановит хром до шестивалентного состояния, такой раствор тоже можно приготовить.