Методические указания к выполнению контрольных работ для студентов заочной формы обучения специальностей (стр. 6 из 14)

Пример 12. Определите растворимость PbCl₂ в его насыщенном растворе и в растворе 0,1 m NaCl.

=1.6*10^-5 .

РЕШЕНИЕ. Обозначим растворимость, выраженную в моляльностях, через x, тогда для насыщенного раствора

=x*(2x)² = 4x³, так как PbCl₂ - Pb²⁺ + 2Cl^-. Отсюда ≈ 0.016 m. В случае раствора NaCl будет иметь вид: , причем активность ионов хлора определяется NaCl и она равна (см.табл.2) 0,786*0,1=0,0786. тогда m.

Гидролиз.

Любую соль можно, в принципе, получить по реакции нейтрализации, взяв соответствующие основание и кислоту. При этом катион соли может быть остатком как сильного, так и слабого электролита. То же самое относится и к аниону соли. Таким образом, соль может быть образована:

1. сильным основанием и сильной кислотой, например NaCl

2. сильным основанием и слабой кислотой, например Na₂CO₃

3. слабым основанием и сильной кислотой, например AlCl₃

4. слабым основанием и слабой кислотой, например (NH₄)₂CO₃.

При растворении солей в воде в последних трех случаях происходит процесс, получивший название гидролиз соли. Определение этого процесса будет приведено ниже.

Рассмотрим процессы, протекающие при растворении соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой (Na₂CO₃₎.

Вначале соль, как сильный электролит, полностью распадется на ионы:

1.33.

Одновременно происходит диссоциация воды:

1.34.

Поскольку угольная кислота слабый электролит, то ее остаток (ион

) стремится вернуться в недиссоциорованную форму, захватывая ион водорода, что усиливает диссоциацию воды. При этом происходит подщелачивание среды (рН>7).

1.35.

Сумма 1.33 – 1.35 дает уравнение гидролиза соли:

1.36

или в сокращенной ионной форме:

1.37.

Это 1-ая стадия гидролиза карбоната натрия. По второй стадии, представленной уравнениями:

1.38

1.39

процесс практически не идет, так как накопившийся избыток ионов гидроксила запускает реакцию 1.37 в обратном направлении.

Аналогично происходит процесс растворения соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой. Только в этом случае происходит связывание ионов гидроксила катионом, являющимся остатком слабого основания. Среда в этом случае подкисляется (рН<7). Например, для AlCl₃ имеем:

1.40

1.41.

Для этой соли возможно протекание гидролиза по второй стадии:

1.42

1.43.

И по третьей:

1.44

1.45

Однако гидролиз по второй, а тем более по третьей стадии не протекает из-за протекания реакции 1.41 в обратном направлении при накоплении избытка ионов водорода в растворе.

Для соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой все происходит немного иначе из-за того, что в растворе присутствуют как остаток слабого основания, так и остаток слабой кислоты. В этом случае происходит одновременной связывание как ионов водорода, так и ионов гидроксила, что приводит к полному нарушению ионного равновесия воды. рН среды близок к 7. например, для (NH₄)₂CO₃ имеем:

1.46

1.47.

Это пример так называемого полного гидролиза. Полный гидролиз можно осуществить, если к раствору соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, добавить эквивалентное количество раствора соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой. Например:

1.48

1.49.

Теперь приведем определение гидролиза.

Гидролиз есть процесс взаимодействия соли и воды, сопровождающийся нарушением ионного равновесия воды.

На практике часто возникает необходимость расчета рН раствора соли после гидролиза, а также степени гидролиза (h).

Степень гидролиза есть отношение числа молей соли, подвергшихся гидролизу к исходному числу молей соли в растворе.

1.50

где N^* - число молекул, подвергшихся гидролизу; N – исходное число молекул соли.

Для карбоната натрия (1.37) константа равновесия имеет вид:

1.51

Учитывая постоянство активности воды, 1.51 преобразуется к виду:

1.52.

Это есть выражение для константы гидролиза карбоната натрия. Если его умножить и разделить на

, то получим:

1.53.

Таким образом, можно утверждать, что константа гидролиза по первой стадии связана с константой диссоциации слабого электролита по последней стадии. Однако, как можно показать, для соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой, эта взаимосвязь имеет вид:

1.54

где: K_W –ионное произведение воды, К₁ и К₂ – константы диссоциации слабого основания и слабой кислоты, соответственно.

Связь степени гидролиза и константы гидролиза, как легко показать, имеет вид аналогичный закону разбавления Оствальда:

1.55.

При h«1 К_Г ≈ h²∙C, и h ≈ √К_Г/С. 1.56

Таким образом, при разбавлении раствора гидролиз усиливается. Если надо подавить гидролиз, то нужно или концентрировать раствор, или добавить соответствующий сильный электролит: кислоту для соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, и щелочь для соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой.

С повышением температуры гидролиз усиливается за счет, в основном, усиления диссоциации воды.

Пример 13. Напишите уравнения реакции гидролиза Cr(NO₃)₃. определите реакцию среды (по значению рН), напишите выражение для константы гидролиза и определите направление смещения равновесия при: разбавлении, добавление в систему ионов водорода, добавление в систему гидроксид-ионов, нагревании.

РЕШЕНИЕ. Соль образована слабым основанием (Cr(OH)₃ нерастворим) и сильной кислотой. Следовательно, гидролиз будет происходить по катиону и в ионном и молекулярном виде уравнения имеют вид:

.

.

Выражение для константы гидролиза имеет вид:

Поскольку при гидролизе образуется избыток ионов водорода, то реакция среды будет кислая (рН<7). Равновесие сместится вправо при разбавлении, нагревании и добавлении в систему ионов гидроксила. При добавлении в систему ионов водорода равновесие сместится влево.

Пример 14. Определите значение рН 0,1 m раствора Na₂CO₃ .

РЕШЕНИЕ. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой. Следовательно, гидролиз будет происходить по аниону, реакция среды будет щелочная (рН>7), и в ионном и молекулярном виде уравнения имеют вид:

Определим значение константы гидролиза по выражению 1.53:

.

Далее определим степень гидролиза, воспользовавшись выражениями 1.55 и 1.56:

. Тогда концентрация ионов гидроксила будет равна h·C = 4.6·10^-3, а концентрация ионов водорода будет равна (см. выражение 1.25) 2,17·10^-12 и рН = 11,66.

Амфотерность

Амфотерными называются электролиты, дающие при диссоциации в воде в зависимости от условий ионы водорода (Н⁺) или гидроксила (ОН^-).