Задачи для самостоятельного решения. Задание 1. Запишите в тетрадь уравнение реакции вашего варианта (см

Задание 1. Запишите в тетрадь уравнение реакции вашего варианта (см. табл. 1).

1. Запишите кинетическое уравнение реакции.

2. По значениям констант скоростей реакции k ₁ и k₂ при двух температурах определите энергию активации и предэкспоненциальный множитель (k ₀).

3. Рассчитайте константу скорости при температуре Т ₃. Сделайте вывод о влиянии температуры на скорость реакции.

4. Определите концентрацию вещества, израсходованного за время t при Т ₃, если начальные концентрации равны с ₀.

5. Рассчитайте период полупревращения реакции при Т ₃.

Задание 2. Запишите в тетрадь уравнение реакции вашего варианта (см. табл. 2а):

1. Рассчитайте стандартные энтальпию и энтропию химической реакции, установите знак теплового эффекта.

2. Даны концентрации веществ. с ₀(С) и с ₀(D) равны нулю. Определите неизвестные (исходные или равновесные) концентрации исходных веществ и продуктов реакции.

3. Запишите кинетическое уравнение реакции.

4. Рассчитайте скорость прямой реакции, а также изменение скорости при одновременном изменении концентрации и температуры реакции (табл. 2 б).

5. Укажите направление смещения равновесия при изменении одного из факторов (С, Р или Т).

Т а б л и ц а 1

Таблица вариантов

 

№ варианта	Реакция	Т 1, К	k 1	T 2, K	k 2	T 3, K	t, мин	С 0, моль/л
	СН3С6Н4N2Cl + H2O ® ®CH3C6H4OH + N2 + HCl		9×10–3 мин–1		13×10-3 мин–1		100	0,1
	NaBO3 + H2O ® ® NaH2BO3 +1/2 O2		2,2×10–3 мин–1		4,1×10–3 мин–1			0,05
	СО(СН2СООН)2 ® ® СО(СН3)2 + 2СО2		2,46×10–5 мин–1		5,76×10–3 мин–1			2,5
	CH3CO2C2H5 + NaOH ® ® CH3CO2Na + C2H5OH		2,37 л/(моль×мин)		3,204 л/(моль×мин)			0,8
	С2Н6 ® С2Н4 + Н2		2,5×10–5 с–1		141,5×10–5 с–1
6	С6Н5СН2Br + С2Н5ОН ® С6Н5СН2ОС2Н5 + НBr		1,44 л/(моль×мин)		2,01 л/(моль×мин)			2,6
	(C2H5)3N + CH3I ® ® [(C2H5)3CH3N]I		3,29×10–2 л/(моль×с)		8,1×10–2 л/(моль×с)			0,02
	СН3СООСН3 ® ® С2Н4 + Н2 + СО2		2,59×10–2 мин–1		3,43×10–2 мин–1			2,5
	С12Н22О11 + Н2О ® ® С6Н12О6(глюкоза) +С6Н12О6(фруктоза)		5,03×10–2 мин–1		2,1×10–2 мин–1			1,5
	Cu + (NH4)2S2O8 ® ® CuSO4 + (NH4)2SO4		9,6×10–3 л/(моль×мин)		39,96×10–3 л/(моль×мин)			0,01
	2 HI ® H2 + I2	666,8	0,256 см3/(моль×с)	698,6	67,0 см3/(моль×с)			0,5
	H2 + I2 ® 2 HI	666,8	15,59 см3/(моль×с)	698,6	67,0 см3/(моль×с)			0,05
	НСНО + Н2О2 ® НСООН + Н2О		0,75 л/(моль×ч)		0,94 л/(моль×ч)
	СН3СООСН3 + Н2О ® ® СН3СООН + СН3ОН		0,563×10–3 л/(моль×мин)		1,663×10–3 л/(моль×мин)			1,5

О к о н ч а н и е т а б л. 1

 

№ варианта	Реакция	Т 1, К	k 1	T 2, K	k 2	T 3, K	t, мин	С 0, моль/л
	Н2 + Br2 ® 2 HBr		1,59×10–2 л/(моль×мин)		2,6×10–3 л/(моль×мин)			0,09
	2NO ® N2 + O2		4.76×104 л/(моль×мин)		1,07×103 л/(моль×мин)			2,8
	2NO2 ® N2 + 2O2		6,72 л/(моль×мин)		977 л/(моль×мин)			1,75
	РН3 ® Рг + 3/2 Н2		3,05×10–4 л/(моль×с)		6,33×10–5 л/(моль×с)			0,8
	SO2Cl2 ® SO2 + Cl2		1,02×10–6 л/(моль×с)		2,2×10–5 л/(моль×с)			2,5
20	С2Н5ONa + CH3I ® ® C2H5OCH3 +NaI		0,0336 л/(моль×с)		2,125 л/(моль×с)			0,9
	СH2OHCH2Cl + KOH ® ®CH2OHCH2OH + KCl		1,13×10–2 л/(моль×с)		8,72×10–2 л/(моль×с)
	N2O5 ® N2O4 +1/2 O2		0,203×102 л/(моль×мин)		0,475×10–3 л/(моль×мин)
	СH2ClCOOH + H2O ® ® CH2OHCOOH + HCl		0,222×10–4 л/(моль×мин)		0,237×10–2 л/(моль×мин)			0,5
	CH3COOCH3 + H2O ® ® CH3COOH + CH3OH		1,609×10–2 л/(моль×мин)		3,784×10–2 л/(моль×мин)			3,0
	2 HI ® H2 + I2		0,942×10–6 л/(моль×мин)		0,31×10–2 л/(моль×мин)			2,3

Т а б л и ц а 2а

Таблица вариантов

 

Номер варианта	Уравнение реакции	с 0(А) моль/л	с 0(В) моль/л	[A] моль/л	[B] моль/л	[C] моль/л	[D] моль/л	с прор. (А)
	СО2(г) + С(к) = 2 СО(г)					0,5	–
	2Н2 (г) + С(к) = СН4 (г)						–	0,5
	2 H2S(г)+ SO2(г) = 3S(к) + 2 Н2О(г)			0,5
	СН4(г) + Н2О(г) = СО(г) + 3Н2(г)	1,5		0,6
	3O2(г) + 2 H2S(г) = 2 Н2О(ж) + 2 SO2(г)
	I2(г) + H2S(г) = 2HI (г) + S(к)			0,4			–
	С2Н6(г) + 7/2О2 = 2СО2(г) + 3Н2О(ж)				2,3		0,6
	СО(г) + Н2 (г) = С(к) + Н2О (г)
	SO2(г) + Сl2(г) = SO2Cl2(ж)						–	0,25
	О2 (г) + 2 NO (г) = 2NO2(г)			1,75		0,5	–
11	FeO(к) + СО(г) = СО2 (г) + Fe(к)		0,5			0,2
	СО(г) + Н2О(г) = СО2 (г) + Н2(г)			0,5
	Н2(г) + Сl2(г) = 2 HCl(г)						–
	Н2(г) + I2(г) = 2 HI (г)				0,5		–	0,5
	Сl2(г) +2HI(г) = I2(г) + 2HCl(г)	1,5
	Fe2O3(к) + 3Н2(г) = 2 Fe(к) + 3Н2О(г)				0,5
	CH4(г) + 4 Cl2(г) = ССl4(г) + 4 НCl(г)					0,5
	СН4(г) + 2 О2 (г) = СО2 (г) + 2 Н2О(г)
	2 NO2 (г) + 4Н2(г) = N2(г) + 4 Н2О(г)		0,3					0,1
	4 HCl (г) + О2 (г) = 2 Н2О(г) + 2Cl2(г)		0,5					0,2
	SO2(г) +2H2S (г) = 3 S(к) + 2 Н2O(ж)			0,1
	MgO(к) + Н2(г) = Mg(к) + Н2О(ж)						0,5
	2ZnS (к) + 3О2(г) = 2ZnO(т) + 2SO2						0,5
	2 PH3(г) + 4О2(г) = Р2О5(к) + 3Н2О(ж)				1,4
	Н2О2(ж) + Н2(г) = 2Н2О (г)		0,5			0,2

 

Т а б л и ц а 2б

Таблица вариантов

 

Номер варианта	Уравнение реакции	с (А), моль/л	с (В), моль/л	DТ	g	Изменение условий с рi Т
	(см. табл. 2а)	½ сА				сА увеличить
	3/2 сА				сА увеличить
	2 сА	½ сВ		1,5		Увеличить
	½ сА	2 сВ		2,5			Уменьшить
	3 сА	2 сВ				Уменьшить
	½ сА	3 сВ					Увеличить
	4 сА			1,5	сВ уменьшить
	2 сА	½ сВ					Увеличить
	½ сА	¼ сВ					Уменьшить
	2 сА	3/2 сА		1,5			Увеличить
	–	3 сВ				Увеличить
12		2 сВ		1,5			Уменьшить
	2 сА	3 сВ					Увеличить
	2 сА						Увеличить
	½ сА	3 сВ			сВ уменьшить
	–	2 сВ				Увеличить
	4 сА	3/2 сВ			сВ увеличить
	2 сА					Увеличить
	½ сА	3 сВ					Уменьшить
	2 сА	½ сВ				Уменьшить
	2 сА	3 с В			сВ увеличить
		3 сВ		1,5			Уменьшить
		2 сВ		2,5		Уменьшить
	2 сА	½ сВ					Уменьшить
	2 сА	3 сВ					Увеличить

Растворы. гидролиз солей

 

РАСТВОРЫ – однородные смеси переменного состава двух или большего числа веществ (компонентов). Могут быть газовыми (например, воздух), жидкими и твердыми (например, многие сплавы).
В жидких растворах компонент, находящийся в избытке, называется растворителем, все остальные компоненты – растворенные вещества. В растворах протекают многие природные и промышленные про-цессы; изучение свойств растворов связано с такими практическими проблемами, как разделение веществ (газов, нефтей), глубокая очистка, подбор растворителей для реализации технологических процессов.

Основной количественной характеристикой растворов является концентрация, которая отражает содержание растворенных веществ в единице массы, единице объема раствора или растворителя. По концентрации растворенного вещества растворы подразделяют на насыщенные, ненасыщенные и перенасыщенные.

Молярная концентрация (с _в) – число молей растворенного вещества
в 1 л раствора

краткое обозначение – М.

Молярная концентрация эквивалента (с _экв) – число молей эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора

краткое обозначение – н.

Моляльность (с_m) – число молей растворенного вещества в 1000 г растворителя

Массовая доля – отношение массы растворенного вещества к массе всего раствора (в % – число граммов растворенного вещества в 100 г раствора)

Титр (Т _в) – число граммов растворенного вещества в 1 мл раствора

Важной количественной характеристикой растворов является растворимость с_р, которая численно равна концентрации насыщенного раствора вещества при данной температуре. Растворимость выражается в г/л и моль/л.

Жидкие растворы подразделяют на растворы электролитов, способные проводить электрический ток, и растворы неэлектролитов, которые не электропроводны. Процесс распада электролита на ионы под действием молекул растворителя называется электролитической диссоциацией. Количественно диссоциация характеризуется степенью диссоциации a, которая равна отношению концентрации молекул, распавшихся на ионы (с), к общей концентрации растворенного электролита (с ₀): a = с / с ₀. По величине a электролиты делятся на две группы: слабые сa < 3 % и сильные с a > 30 %.

К сильным электролитам в водных растворах относят гидроксиды s- элементов (кроме Ве(ОН)₂, Mg(OH)₂)), гидроксиды лантаноидов типа La(OH)₃, почти все соли (кроме ZnCl₂, ZnI₂, CdCl₂, CdI₂, Mg(CN)₂, HgCl₂, Fe(CNS)₃, Hg(CN)₂ и др.), неорганические кислоты – HNO₃, HCl, HBr, HI, HClO₄, HMnO₄, разбавленная H₂SO₄.

К слабым электролитам в водных растворах относятся основания d-, f-, p- элементов, органические и многие неорганические кислоты, вода и комплексные ионы.

В растворе слабого электролита устанавливается равновесие, характеризуемое константа диссоциации (K _дисс) – отношение произведения равновесных концентраций ионов в степени соответствующих стехиометрических коэффициентов к концентрации недиссоциированных молекул. K _диссхарактеризует способность вещества распадаться на ионы: чем выше K _дисс, тем больше концентрация ионов в растворе.

Диссоциации слабых многоосновных кислот или многокислотных оснований протекают по ступеням, соответственно для каждой ступени существует своя константа диссоциации.

Зависимость степени диссоциации от концентрации электролита выражается уравнением Оствальда

Применительно к очень слабым электролитам (a» 0), считая что 1 – a» 1:

Для описания свойств реальных растворов используется активность а – мера реального поведения вещества в растворе; степень отклонения поведения реального раствора от идеального выражается коэффициентом активности. Активность а иона связана с его концентрацией с через коэффициент активности f формулой:

а = с× f.

Коэффициент активности зависит от ионной силы I раствора соотношением

Ионная сила раствора учитывает различные электростатические взаимодействия между ионами и определяется как полусумма произведений моляльных концентраций с_т всех ионов в растворе на квадрат их заряда z:

I = ½ × S z ² × c_т.

Ионная сила сказывается на равновесии в системе малорастворимый электролит – раствор. Если малорастворимый электролит находится в растворе, содержащем другие ионы с высокой их концентрацией, то вместо концентраций следует пользоваться активностями ионов, тогда выражение произведения растворимости записывается
в виде

Растворимость вещества с_р связана с ПР соотношением:

В водных растворах концентрации Н⁺ и ОН^– взаимосвязаны выражением константы диссоциации воды

Так как [H₂O] величина при н.у. постоянная величина, равная 55,49 моль/л, то произведение Н⁺ и ОН^– – также постоянная для данной температуры величина, которая называется ионным произведе - нием воды K_w и равна 10^–14. В чистой воде [Н⁺] = [ОН^–] =
= 10^–7 моль/л – среда нейтральная; если [H⁺] > 10^–7 – среда кислая, в щелочной среде [OH^–] > 10^–7 моль/л.

Величина, равная отрицательному логарифму концентрации Н⁺,называется водородным показателем

рН = –lg[H⁺].

Для расчета рН сильных кислот используют формулу

рН = –lgа(H⁺) = –lg(f× [H⁺]).

Для расчета рН сильных оснований справедливо

рН = рК_w – р ОН = 14 + lg a (OH ^–).

При расчете рН слабых кислот и оснований учитывают, как правило, только 1-ю ступень диссоциации слабого электролита и проводят по приближенной формуле рН = – lg[H⁺]и р ОН = – lg[ОH^–]. При этом равновесные концентрации ионов Н⁺ иОН^– рассчитывают, исходя из соответствующих констант диссоциации.

Гидролиз солей. Гидролизом солей называют реакции обмена между молекулами воды и ионами соли с образованием слабых электролитов. При этом также образуется некоторый избыток либо ионов водорода, либо ионов гидроксида, и рН раствора гидролизующейся соли отличен от нейтрального.

Гидролитическое равновесие реакции гидролиза можно описать соответствующей константой равновесия – константой гидролиза К _г. Константа гидролиза связана с ионным произведением воды и констан-той диссоциации слабого электролита соотношением К _г = К_w / К _дисс; если соль образована слабым основанием и слабой кислотой, то
К _г = К_w /(К_а × К_b),где К_а и К_b –константы диссоциации слабой кислоты и слабого основания соответственно.

Количественной характеристикой глубины протекания гидролиза является степень гидролиза b: b = с _г/ с ₀, где с _г – равновесная концентрация гидролизованных ионов; с ₀ – исходная концентрация ионов соли, подвергающихся гидролизу. По определению, b < 1.

Степень гидролиза связана с К _г и исходной концентрацией гидролизующихся ионов соотношением, аналогичным закону Оствальда:

Если b << 1, то К _г» b² × с ₀.

Рассчитывают рН растворов гидролизующихся солей учитывая, как правило, только 1-ю ступень гидролиза. Равновесную концентрацию Н⁺ или ОН^– находят, исходя из констант гидролиза или степени гидролиза.

В случае соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой, степень гидролиза и концентрация ионов водорода не зависят от исходной концентрации соли и определяются по формулам:

 

 

Примеры решения задач

 

1. Имеется раствор сульфата алюминия с массовой долей w = 10 % и плотностью r= 1,105 г/см³. Каковы молярная концентрация, молярная концентрация эквивалента, титр, моляльность и молярная доля этого раствора.

Решение. Найдем массу 1 л раствора

т _р-ра = r_р-ра × V _р-ра = 1,105 г×см^–3× 1000 см³ = 1105 г.

По определению массовой доли, в 100 г раствора содержится 10 г Al₂(SO₄)₃, следовательно, в 1105 г будет содержаться (1105×10)/100 =
= 110,5 г Al₂(SO₄)₃.

Рассчитаем молярную массу Al₂(SO₄)₃ и определим молярную концентрацию раствора.

М(Al₂(SO₄)₃) = 342 г/моль.

Таким образом, в 1 л раствора содержится
моль и молярная концентрация составит 0,32 моль/л.

 

Эквивалент молекулы Al₂(SO₄)₃ равен ¹/₆ молекулы. Соответ-ственно 1 моль-эквивалент составляет ¹/₆ часть моля Al₂(SO₄)₃. Следовательно, в одном моле Al₂(SO₄)₃ содержится шесть моль-эквива-лентов, а в 1 л данного раствора 0,32 × 6 = 1,92 моль-экв Al₂(SO₄)₃.

Таким образом, молярная концентрация эквивалента с _экв равна
1,92 моль/л (1,92 н.).

Найдем титр раствора, т.е. содержание Al₂(SO₄)₃ в 1 мл:

г/мл.

По условию в 100 г раствора содержится 10 г Al₂(SO₄)₃ и 90 г Н₂О. Тогда на 1 кг, т.е. на 1000 г воды приходится (1000×10)/90 = 111,11 г Al₂(SO₄)₃. Это составляет 111,11/342 = 0,325 моль. Следовательно,
в 1000 г растворителя Н₂О содержится 0,325 моль растворенного вещества Al₂(SO₄)₃ и моляльность раствора с_m по определению равна 0,325 моль/1000г = 0,325 моль/кг воды.

Найдем массу воды: т _воды = m _р-ра – т _в-ва = 1105 – 110,5 = 994,5 г.

Это составляет 994,5/18 = 55,25 моль.

Молярная доля Al₂(SO₄)₃ в растворе составит:

2. Чему равна массовая доля 0,2 М раствора (NH₄)₂SO₄ с плот-ностью r = 1,015 г/см³?

Решение. Требуется перейти от концентрации, выраженной в моль/л, к отношению масс растворенного вещества и раствора.

Выразим массу вещества сульфата аммония из формулы молярной концентрации:

.

Подставим это выражение в формулу для определения массовой доли и преобразуем:

.

По формуле взаимосвязи молярной концентрации с _ви массовой доли wнаходим последнюю величину:

3. Рассчитать водородный показатель 0,005 н. раствора хлороводородной кислоты, содержащего 0,01 моль/л хлорида натрия.

Решение. Данный раствор содержит сильные электролиты, которые диссоциируют по уравнениям:

HCl = H⁺ + Cl^–

NaCl = Na⁺ + Cl^– .

Водородный показатель такого раствора определяется активностью иона Н⁺:

рН = р а (Н⁺) = – lg a (H⁺).

Активность иона водорода определяется как

а (Н⁺) = f× с _в(Н⁺).

Молярная концентрация раствора HCl равна с _в = с _экв/ z _экв =
= 0,005 моль/л, следовательно, концентрация с (Н ⁺) = 0,005 моль/л;
с (Na)= 0,01 моль/л; с (Cl ^–) = 0,01 + 0,005 = 0,015 моль/л.

Плотность очень разбавленного раствора можно принять равной плотности воды r» 1000 г/л, поэтому при вычислении ионной силы I раствора, а также активности иона, вместо моляльных концентраций можно использовать приблизительно равные им молярные концент-рации:

I = ½(c (Н ⁺) × z ²(Н ⁺) + с (Сl ^–) × z ²(Cl ^–) + c (Na ⁺) × z ²(Na ⁺) =

= ½ × (0,005×1² + 0,015×1² + 0,01×1²) = 0,015.

По уравнению предельного закона Дебая–Хюккеля определяем средний коэффициент активности ионов в данном растворе:

Следовательно, f = 0,867.

Находим активность ионов водорода:

а (Н⁺) = f × с _в(Н ⁺) = 0,867×0,005 = 0,0043.

Тогда, рН = – lg4,3×10^–3 = 2,37.

4. Рассчитайте рН 0,1 М раствора циановодородной кислоты HCN. Определите, как изменится рН, если к 1 л раствора добавить
0,1 моль цианида натрия NaCN, кажущаяся степень диссоциации которого 0,85?

Решение. Слабая циановодородная кислота диссоциирует согласно уравнению: HCN ó H⁺ + CN^–.

Учитывая, что константа диссоциации HCN К_а = 4,93×10^–10, степень диссоциации кислоты в растворе без добавления соли можно вычислить по упрощенному выражению закона разведения Оствальда:

Равновесная молярная концентрация иона водорода составит:

[H⁺] = a × с _HCN = 7,02×10^–5×0,1 = 7,02×10^–6 моль/л.

Следовательно, водородный показатель исходного раствора равен:

рН = – lg[H⁺] = 5,15.

При добавлении в раствор соли NaCN равновесие диссоциации кислоты, согласно принципу Ле Шателье–Брауна, сместится влево
(в сторону образования кислоты) в результате появления в растворе большого количества ионов CN^– за счет диссоциации сильного электролита:

NaCN = Na⁺ + CN^–.

При этом уменьшится концентрация ионов водорода в растворе, т.е. диссоциация слабой кислоты будет подавлена. Новую концентрацию ионов водорода можно обозначить через х (моль/л) концентрация ионов CN^–, вносимых солью с концентрацией 0,1 моль/л:

c (CN^–) = a× c (NaCN) = 0,1× 0,85 = 0,085 моль/л.

Общая концентрация цианид-ионов в новом растворе составит

[CN^–] = x + c (CN^–) = x + 0,085.

Подставляя концентрации ионов в выражение К_а и учитывая, что из-за очень незначительной диссоциации кислоты концентрация недиссоциированной кислоты [HCN] практически совпадает с исходной концентрацией, получают

Решая уравнение, находим х = [H⁺] = 5,8×10^–10 моль/л.

Следовательно, новое значение водородного показателя раствора

рН = – lg 5,8×10^–10 = 9,24.

Таким образом, после добавления соли среда раствора изменилась и вместо слабокислой стала слабощелочной, что обусловлено не только подавлением диссоциации слабой кислоты HCN, но и гидролизом по аниону соли NaCN.

5. Оцените степень диссоциации a в 0,005 М и 0,05 М растворах сернистой кислоты H₂SO₃.

Решение. Для решения следует использовать закон разведения Оствальда и значения констант диссоциации (из приложения). Сернистая кислота – слабый электролит, диссоциирует ступенчато:

; К_{а I}= 1,7×10^–2 (1-я ступень),

; К_{а II}= 6,3×10^–8 (2-я ступень).

Поскольку К _II < K _I, то диссоциацией кислоты по 2-й ступени можно в 1-м приближении пренебречь и рассчитывать a для 1-й ступени диссоциации.

С другой стороны, значение K _I относительно велико, поэтому рас-чет a следует проводить по строгой формуле Оствальда. Для 0,005 М раствора

 

 

Расчет по приближенной формуле К_а ~ a² × с приводит к величине больше 1, что не имеет смысла. Для 0,05 М раствора получим:

Расчет по приближенной формуле дает a ~ 0,58, что существенно отличается от рассчитанного выше. Нетрудно видеть, что с уменьшением концентрации слабого электролита a увеличивается.

6. Вычислить константу гидролиза К _г, степень гидролиза b_г и рН 0,1 М раствора цианида натрия.

Решение. Соль NaCN, являясь сильным электролитом, полностью диссоциирует на ионы – NaCN ® Na⁺ + CN^–. Соль NaCN образована сильным основанием NaOH и слабой кислотой HCN, поэтому гидролизуется по аниону. Записываем ионно-молекулярное и молекулярное уравнение гидролиза:

CN^– + H-OH ó HCN + OH^–

NaCN + H-OH ó HCN + NaOH

Гидролитическое равновесие характеризуется константой гидролиза, которое выводится с использованием ионного уравнения гидролиза:

.

Так, константа диссоциации HCN К_а = 4,93×10^–10. Тогда

Поскольку К _г мала, то степень гидролиза определяется по формуле:

В соответствии со стехиометрией реакции гидролиза [OH^–] =
= b_г × с _в = 1,42×10^–3. Определим гидроксидный показатель и рН раствора:

рОН = – lg1,42×10^–3 = 2,85, тогда рН = 14 – рОН = 11,15.

7. Определить значение рН 0,01 М раствора хлорида цинка.

Решение. Соль ZnCl₂ образована слабым основанием Zn(OH)₂
и сильной кислотой HCl, поэтому гидролизуется по катиону:

I ступень

Zn²⁺ + H-OH ó ZnOH⁺ + H⁺

ZnCl₂ + H-OH ó ZnOHCl + HCl

II ступень

ZnOH⁺ + H-OH ó Zn(OH)₂ + H⁺

ZnOHCl + H-OH ó Zn(OH)₂ + H⁺

Определим константы гидролиза для каждой ступени:

Находим концентрации ионов водорода, образующихся на I и II ступенях гидролиза:

[H⁺]_I = (2,04×10^–8×10^–2)^1/2 = 1,43×10^–8,

(7,58×10^–10×10^–2)^1/2 = 2,75×10^–6.

Следовательно,

[H⁺] = [H⁺]_I + [H⁺]_II = 1,705×10^–5 и рН = – lg[H⁺] = 4,77.

Среда кислая.

Для I ступени гидролиза рН можно рассчитать по формуле:

рН = – ½ ×lg(К_г(I) × с) = – ½×lg (2,04×10^–8×10^–2) = 4,85,

значит, при приближенном расчете рН раствора солей II-й ступенью гидролиза можно пренебречь.

Зафиксировать величину рН данного раствора лучше всего можно с помощью лакмуса, который изменит свою окраску с синей на красную.

8. Рассчитать объем воды, необходимый для растворения 2,35 г йодида серебра AgI при Т = 298 К.

Решение. Записываем уравнение гетерогенного равновесия:

AgI = Ag⁺ + I^–.

Связь между величиной произведения растворимости ПР и растворимостью S,выраженной в моль/л, определяется выражением:

ПР_AgI = [Ag⁺]×[I^–] = S ².

Отсюда растворимость AgI:

и масса AgI в 1 л насыщенного раствора (массовая концентрация)

с _масс.AgI = S _AgI ×M _AgI = 9,22×10^–9×235 = 2,17×10^–6 г/л.

Учитывая, что основной объем раствора занимает вода, объем воды, необходимый для растворения 2,35 г AgI, вычисляют по формуле: