Закон эквивалентных отношений

Контрольная работа - Химия

Другие контрольные работы по предмету Химия

о, в чистой воде концентрации этих ионов должны быть одинаковы: [H+] = [ОН-]. Используя значение ионного произведения воды, находим:

 

 

Такова концентрация ионов Н+ и ОН - в чистой воде.

Задача: K (H?O) =1.8 •1016. Определите число моль воды в 1 л (?=1 г/мл). Чему равно ионное произведение воды?

Решение:

 

 

?1 = ?1 [H2O] (для диссоциации воды)

?2 = ?2 [H+] [HO-] (для обратного процесса)

где ? - скорость реакции; ? - константа скорости реакции (зависящая от природы реагирующих веществ и температуры); [H2O], [H+] и [HO-] - концентрации (моль/л).

В состоянии равновесия ?1 = ?2, следовательно:

 

?1 [H2O] = ?2 [H+] [HO-]

?1/?2 = [H+] [HO-] / [H2O]

?1/?2 = K

- константа равновесия, а в нашем случаи константа диссоциации, которая зависит от температуры и природы веществ, и не зависящая от концентраций. K для воды 1,810-16 при 25C (справочная величина).

Вследствие очень малого количества продиссоциированных молекул концентрацию [H2O] можно принять равной общей концентрации воды, а общую концентрацию воды в разбавленных растворах как величину постоянную:

 

[H2O] =1000 (г/л) /18 (г/моль) =55,6 моль/л.

 

Заменяя ?1/?2 на K и используя величину [H2O], определяем чему равно произведение концентраций [H+] и [HO-], которое называется - ионное произведение воды:

= [H+] [HO-] /55,6 моль/л

,810-16 55,6 моль/л = [H+] [HO-]

-14= [H+] [HO-]

 

Какие факторы влияют на степень гидролиза? Привести 3 примера полного необратимого гидролиза солей

 

Гидролиз солей - это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита.

Гидролиз не возможен

Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой (KBr, NaCl, NaNO3), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется.

рН таких растворов = 7. Реакция среды остается нейтральной.

Гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион)

В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (FeCl2, NH4Cl, Al2 (SO4) 3, MgSO4) гидролизу подвергается катион:

 

FeCl2 + HOH - Fe (OH) Cl + HCl2+ + 2Cl - + H+ + OH - - FeOH+ + 2Cl - + Н+

 

В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H+ и другие ионы. рН раствора < 7 (раствор приобретает кислую реакцию).

Гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион)

Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClO, K2SiO3, Na2CO3, CH3COONa) подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид-ион ОН - и другие ионы.

2SiO3 + НОH - KHSiO3 + KОН

K+ +SiO32 - + Н+ + ОH - - НSiO3 - + 2K+ + ОН-

 

рН таких растворов > 7 (раствор приобретает щелочную реакцию).

Совместный гидролиз (в реакцию с водой вступает и катион и анион)

Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой (СН3СООNН4, (NН4) 2СО3, Al2S3), гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуются малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Мерой силы кислоты и основания является константа диссоциации соответствующего реактива.

Реакция среды этих растворов может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной:

 

Аl2S3 + 6HOH >2Аl (ОН) 3 + 3Н2S

Al3+ + 3S2 - + 6H+ + 6OH - >2Аl (ОН) 3 + 6Н+ + S2-

рН =7

 

Степень гидролиза соли зависит:

) от природы соли;

) от концентрации соли (с ростом Ссоли h уменьшается);

) от температуры (с ростом температуры h увеличивается).

Задача: Рассчитать степень гидролиза в растворе ацетата аммония с Cx=0,1 моль/л (Кдис. CH?COOH = 1.8•10?, Кдис. NH?OH = 1,8•10?)

СH3COONH4 + HOH - CH3COOH + NH4OH

Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой:

 

Кг = Кв/КкКосн

Кг = 10-14 /1.810-5 1.810-5 = 310-5

 

Соль образована слабой кислотой и слабым основанием (степень гидролиза соли не зависит от ее концентрации):

 

= v310-5 = 0.55 10-2

 

Какие Вы знаете буферные растворы? Напишите формулы. Какие из них поддерживают постоянство pH в кислой среде?

Буферные растворы - растворы с определённой устойчивой концентрацией водородных ионов; смесь слабой кислоты и её соли (напр., СН3СООН и CH3COONa) или слабого основания и его соли (напр., NH3 и NH4CI). Величина рН буферного раствора мало изменяется при добавлении небольших количеств свободной сильной кислоты или щелочи, при разбавлении или концентрировании. Буферные растворы широко используют в различных химических исследованиях.

Классификация кислотно-основных буферных систем.

Буферные системы могут быть следующих типов:

Слабая кислота и ее анион А - /НА:

ацетатная буферная система СН3СОО-/СН3СООН в растворе СН3СООNa и СН3СООН, область действия рН 3, 8 - 5, 8.

Водород-карбонатная система НСО3-/Н2СО3 в растворе NaНСО3 и Н2СО3, область её действия - рН 5, 4 - 7, 4.

Слабое основание и его катион В/ВН+:

аммиачная буферная система NH3/NH4+ в растворе NH3 и NH4Cl,

область ее действия - рН 8, 2 - 10, 2.

Анионы кислой и средней соли или двух кислых солей:

карбонатная буферная система СО32 - /НСО3 - в растворе Na2CO3 и NaHCO3, область ее действия рН 9, 3 - 11, 3.

фосфатная буферная система НРО42-/Н2РО4 - в растворе Nа2НРО4 и NаН2РО4, область ее действия рН 6, 2 - 8, 2.

Кислотность буферных растворов почти не изменяется при их разбавлении или при добавлении к ним некоторых количеств кислот или оснований.

 

 

Примером буферной системы служит смесь растворов уксусной кислоты CH3COOH и её натриевой соли CH3COONa. Эта соль как сильный электролит диссоциирует практически нацело, т.е. даё?/p>