chemestry800

40

Ионно-молекулярное уравнение:

2Al3+ + 3CO32- + 3Н2О = Al(OH)3 + 3CO2 .

Процесс гидролиза практически заканчивается на первой – второй стадии из-за смещения равновесия в обратном направлении при увеличении или уменьшении рН, вызванном гидролизом.

Процессы гидролиза имеют большое значение на практике. Так, при схватывании портландцемента, наряду с гидратацией, большую роль играют процессы гидролиза солей, входящих в его состав. Например, при гидролизе силикатов кальция образуется гидроксид кальция (Са(ОН)2), создавая сильнощелочную среду в порах цемента:

Ca3SiO5 (n 1)H2O Ca2SiO4 n H2O Ca(OH) 2.

Щелочная среда обеспечивает коррозионную устойчивость и целостность стальной арматуры в железобетоне.

Вопросы для самоконтроля

1.Особенности растворов электролитов.

2.Механизм электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Понятие об активности сильного электролита.

3.Степень и константа диссоциации слабого электролита: зависимость степени диссоциации от концентрации электролита.

4.Особенности равновесия в растворах труднорастворимых сильных электролитов. Произведение растворимости, понятие о насыщенных растворах.

5.Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель (рН) раствора и способы его определения.

6.Ионное равновесие в растворах гидроксидов и кислот. Смещение равновесия.

7.Ионные равновесия в растворах амфотерных гидроксидов, смещение равновесия.

8.Гидролиз солей. Примеры гидролиза солей: а) многоосновных кислот и б) многовалентных металлов.

9.Совместный гидролиз солей. Примеры.

2.11. Примеры решения типовых задач

Пример 1. Степень диссоциации уксусной кислоты в 0,1 М растворе равна 1,32·10-2. Рассчитайте константу диссоциации уксусной кислоты.

41

Решение. Константу диссоциации уксусной кислоты определяем исходя из уравнения, отражающего закон разбавления Оствальда:

Пример 2. Рассчитайте молярную концентрацию раствора хлорида кальция, если известно, что степень диссоциации его в таком растворе равна 72%, а концентрация ионов хлора равна [Cl-] = = 0,5 моль/л.

Решение. Хлорид кальция – соль, сильный электролит, диссоциирует по уравнению:

CaCl2 = Ca+ + 2Cl-.

Из уравнения диссоциации видно, что из одного моля хлорида кальция при диссоциации образуется два моля ионов хлора, следовательно, 0,5 молей Cl- образовалось при диссоциации 0,25 молей CaCl2, что составляет 72% от всего присутствующего в растворе количества хлористого кальция.

Следовательно, концентрация раствора хлорида кальция равна:

[CaCl2] = 0,25 100 = 0,347 моль/л. 72

Пример 3. Произведение растворимости карбоната серебра Ag2CO3 при 25°С равно 6,15 10-12. Рассчитайте растворимость этого вещества и концентрации ионов [Ag+] и [СО32-] в насыщенном растворе.

Решение. Ag2CO3 диссоциирует по уравнению:

Ag2CO3 2Ag+ + CO32-.

При диссоциации ионов Ag+ получается вдвое больше, чем ионов СО32-, а концентрация ионов [CO32-] равна концентрации молекул Ag2CO3 в насыщенном растворе.

Выразим концентрации ионов серебра и карбоната через концентрацию соли Ag2CO3 в ее насыщенном растворе или, что то же самое, через растворимость соли (Ср), выраженную в моль/л:

[CO32-] = [Ag2CO3] = Ср(Ag2CO3); [Ag+] = 2[Ag2CO3] = 2Ср(Ag2CO3);

ПРAg2CO3 = [Ag+]2·[CO32-] = (2Ср)2 Ср = 4Ср3.

Отсюда

42

Ответ: [CO32-] = Ср(Ag2CO3) = 1,15 10-4 моль/л.

[Ag+] = 2 Ср(Ag2CO3) = 2 1,15 10-4 = 2,3 10-4 моль/л.

Пример 4. Произведение растворимости сульфата кальция при 25°С равно 6,1 10-5. Определите, образуется ли осадок CaSO4 при смешении равных объемов раствора хлорида кальция с концентрацией [CaCl2] = 0,1 моль/л и раствора сульфата натрия c концентрацией

[Na2SO4] = 0,01 моль/л.

Решение. Запишем уравнение реакции, протекающей при смешении указанных растворов:

CaCl2 + Na2SO4 = CaSO4↓ + 2NaCl,

Ca2+ + 2Cl- + 2Na+ + SO42- = CaSO4↓ + 2Na+ + 2Cl-,

Ca2+ + SO42- = CaSO4↓.

Произведение растворимости – характеристика насыщенного раствора малорастворимого электролита. Если произведение концентраций ионов [Са2+] и [SO42-] после смешения растворов, содержащих эти ионы, будет больше, чем ПРCaSO4, то раствор станет перенасыщен-

ным и осадок выпадет. Если произведение концентраций ионов [Са2+] и [SO42-] в растворе меньше, чем ПРСaSO4, то раствор будет ненасыщенным и осадок не выпадет. При смешении равных объемов растворов объем смеси вдвое больше исходного, а концентрация каждого из растворенных веществ уменьшается вдвое, т.е. [CaCl2] = 0,05 моль/л, а [Na2SO4] = 0,005 моль/л. Концентрации ионов [Са2+] и [SO42-] соответственно равны: [Ca2+] = 0,05 моль/л, [SO42-] = 0,005 моль/л. Произведение концентраций ионов [Са2+] и [SO42-] ПКCaSO4 = [Ca2+] [SO42-] = 5 10-2

5 10-3 = 2,5 10-4; ПРCaSO4 = 6,1·10-5.

Так как в рассматриваемом случае ПКCaSO4 ПРCaSO4, то осадок СаSO4 образуется.

Пример 5. Рассчитайте концентрацию ионов [Н+] и [ОН-] в растворе с рН = 12,4. Определите характер среды.

Решение. По величине рН определяем концентрацию ионов водорода в растворе.

рН = –lg[H+], lg[H+] = –12,4.

43

Следовательно: [H+] = 10-12,4 = 100,6·10-13 = 3,98·10-13 моль/л. Исходя из ионного произведения воды КН2О = [H+] [OH-] = 10-14 на-

как [ОН-] > [H+], то раствор имеет щелочной характер (рН > 7).

2.12.Задачи для домашнего задания

1.Написать в молекулярной и ионной формах уравнения реакций между следующими веществами:

2. Определить молярную концентрацию вещества, степень диссоциации (α) или константу диссоциации (КД) первой ступени:

44

3. Определить концентрации ионов, растворимость (Ср) или произведение растворимости (ПР) вещества:

4. Определить возможность образования осадка при смешении равных объемов вещества А и вещества Б:

45

5. Рассчитать рН растворов следующих веществ, определить концентрации ионов [H+] и [OH-] (моль/л) в раствор:

46

6. Написать по стадиям в молекулярной и ионной формах реакции гидролиза следующих солей и указать характер среды (рН):

2.13. Варианты домашних заданий

2.14. Экспериментальная часть

Лабораторная работа «ИОННЫЕ РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ»

Опыт 1. Влияние природы растворителя на степень дис-

социации

1. Налейте в пробирку из капельницы 8…10 капель спиртового раствора хлорида меди (CuCl2) и прибавьте несколько капель воды до изменения окраски раствора.

47

Объясните это явление. Какую окраску вызывают ассоциированные ионы, а какую – гидратированные ионы меди?

2. Напишите уравнение диссоциации CuCl2 с учетом установившегося равновесия. Укажите, в какую сторону сместится ионное равновесие при разбавлении.

Сделайте вывод о том, как влияет природа растворителя на степень диссоциации электролита.

Опыт 2. Влияние одноименного иона на степень диссоциа-

ции электролита

1.Возьмите пробирку с водным раствором CuCl2 (3–4 мл) и прибавьте к нему из капельницы концентрированной соляной кислоты до изменения окраски раствора. Чем вызвано это изменение?

2.Учитывая результаты первого опыта, определите, как влияет добавление HCl на ионное равновесие в растворе хлорида меди.

Покажите на уравнении диссоциации, в какую сторону смещается равновесие между свободными и ассоциированными ионами в растворе при введении в него одноименного иона.

Сделайте вывод о том, как изменяется степень диссоциации электролита при введении в его раствор одноименного иона.

Опыт 3. Уменьшение степени диссоциации основания при

добавлении одноименного катиона

1.Налейте 1/4 объема пробирки дистиллированной воды, прибавьте 1–2 капли индикатора – фенолфталеина и 1 каплю раствора гидроксида аммония NH4OH.

Что наблюдается? Какие ионы вызывают окрашивание раствора? Напишите уравнение диссоциации NH4OH с учетом установив-

шегося равновесия и выражение константы его диссоциации.

2.Прибавляйте кристаллики соли NH4Cl до обесцвечивания рас-

твора.

Покажите на уравнении диссоциации NH4OH, в какую сторону смещается равновесие между ионами и молекулами в растворе NH4OH

при введении одноименного иона NH4+.

Опыт 4. Влияние одноименного иона на растворимость

соли

1. Налейте 1/4 объема пробирки насыщенного раствора поваренной соли NaCl(нас.р-р), прибавьте из капельницы концентрированной соляной кислоты. Что наблюдается?

48

2.Составьте уравнение диссоциации хлорида натрия в насыщенном растворе. Укажите, как смещается ионное равновесие в присутствии одноименных ионов в гетерогенной системе.

Опыт 5. Амфотерные свойства гидроксида алюминия

Al(OH)3

1.Налейте 1/3 пробирки раствора соли алюминия – Al2(SO4)3 и прибавьте несколько капель раствора NH4OH.

Какое вещество выпадает в осадок? Приведите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

2.Половину содержимого пробирки перелейте в другую пробирку. После этого в первую пробирку прилейте кислоты (HNO3), а во вторую – щелочи (NaOH) до растворения осадка.

Приведите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

3.Напишите уравнение диссоциации гидроксида алюминия Al(OH)3 по щелочному и кислотному типу и составьте выражения соответствующих констант диссоциации.

Определите, как влияет на установившееся в растворе равновесие прибавление кислоты, щелочи. Как изменяется при этом степень диссоциации Al(OH)3 по кислотному и щелочному типам?

Опыт 6. Определение рН сильной и слабой кислот

1.С помощью универсальной индикаторной бумаги определите рН раствора соляной кислоты (Сэк = 0,1 моль экв/л) и раствора уксусной кислоты (Сэк = 0,1 моль экв/л).

2. Рассчитайте концентрацию ионов [Н+]. Результаты запишите в таблицу:

Сделайте вывод о величинах степеней диссоциации в растворах соляной и уксусной кислот.

Напишите уравнения электролитической диссоциации этих кислот.

Опыт 7. Гидролиз солей

Определите рН растворов следующих солей: NaCl, Na2CO3, Al2(SO4)3, CH3COONH4. Результаты занесите в таблицу:

49

Напишите уравнения гидролиза указанных солей в молекулярной и ионно-молекулярных формах.

Сделайте вывод о том, какие соли подвергаются гидролизу. В каком случае гидролиз протекает наиболее полно?

Опыт 8. Совместный гидролиз солей

В пробирку с раствором сульфата алюминия Al2(SO4)3 добавьте раствор карбоната натрия Na2CO3. Что наблюдается? Измерьте величину рН раствора. Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной формах уравнения совместного гидролиза указанных солей. Сделайте вывод о том, как влияет совместное присутствие солей на гидролиз каждой из них (обратите внимание, что одна из солей образована сильной кислотой и слабым основанием, а вторая является продуктом взаимодействия слабой кислоты и сильного основания).

3. ОСНОВЫ ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ

Процессы взаимного превращения химической и электрической форм энергии называются электрохимическими. Их изучением занимается раздел физической химии, называемый электрохимией, который рассматривает системы, содержащие ионы (растворы или расплавы электролитов) и процессы, протекающие на границе двух фаз с участием заряженных частиц и сопровождающиеся их переносом.

Электрохимические процессы подразделяются на равновесные

– происходящие при отсутствии электрического тока или при его бесконечно малом значении и неравновесные – имеющие место при прохождении тока измеримых значений.

Электрохимические процессы имеют огромное практическое значение.

1. Химические источники тока:

– батареи (первичные источники тока);

– аккумуляторы (вторичные (возобновляемые)) источники тока;

– топливные элементы. 2. Электролиз:

–электроосаждение (гальванотехника);

–получение водорода и кислорода;

–получение чистых металлов из растворов;

–электролитическое рафинирование (очиска) чернового метал-

ла (Cu, Ag, Au, Pb, Sn и др.);