Научная литература
booksshare.net -> Добавить материал -> Химия -> Вольхин В.В. -> "Общая химия. Избранные главы" -> 57

Общая химия. Избранные главы - Вольхин В.В.

Вольхин В.В. Общая химия. Избранные главы: Учебное пособие — Перм.гос.техн. ун-т. - Пермь, 2002. — 352 c.
ISBN 5-88151-282-0
Скачать (прямая ссылка): obshaya_himiya.pdf
Предыдущая << 1 .. 51 52 53 54 55 56 < 57 > 58 59 60 61 62 63 .. 155 >> Следующая

ar = — = 1,1'10 М =5,5-10"5, или 0,006 %. с0 0,2OM
Выводы. В водном растворе 0,20 M NH4Cl при 25 0C за счет гидролиза соли pH понижается до 5,0, степень гидролиза составляет 0,006 %. Несмотря на низкую степень гидролиза соли, результат этого процесса легко обнаруживается по изменению pH раствора.
К этому же типу относятся соли металлов, образующих слабые основания. Гидролиз ионов Zn2+ (ионов гексааквацинка) может быть представлен уравнением реакции
Zn(H2O)62+(P)-HH2O0K) Zn(H2O)5OH+(P)+ H3O+(P).
Катион гексааквацинка переходит в катион гидроксопентааквацинка, и раствор становится кислым.
Гидролизу подвергаются в большей мере катионы тех металлов, у которых меньше размер катиона и больше его заряд.
Выражение константы равновесия для реакции гидролиза имеет следующий вид:
к = [Zn(H2O)5 OH+J-[H3O+] [Zn(H2O)J+]
Это выражение часто записывают в более простой форме: [ZnOH+] •[H + ]
K1 —
[Zn2+]
Поскольку катион гексааквацинка является полипротонной кислотой, то в обозначении константы равновесия указывают номер ступени реакции гидролиза, к которой она относится.
Значения констант равновесия для реакций гидролиза не всегда приводятся в справочной литературе, что затрудняет выполнение расчетов. Но эти же реакции могут быть рассмотрены с позиций образования гидроксокомплексов. Для этого потребуется просуммировать два уравнения:
Zn(H2O)62+(P)+ ОН-(р) Zn(H2O)5OH+(P) + H2O0K), K?t
2H2O0K) H3O+(P) + OH-(P), Ка,
Zn(H2O)62 -(P) + H2O0K) Zn(H2O)5OH1 (Р) + H3O+(P)5 к}
Ионные равновесия в растворах
131
где К\ = Kf\- Кв и Kj] - константа образования гидроксокомплекса цинка по первой ступени. Значения констант образования комплексных соединений обычно приводятся в справочной литературе.
Вторую ступень гидролиза ионов Zn2+ можно рассматривать по аналогии с первой. Но учитывая большое различие констант гидролиза К\ и K2, при определении pH раствора можно ограничиться учетом только первой ступени.
Пример 3.17. Приготовлен водный раствор 0,10 AZZnSO4 при 25 °С. Вычислим величину константы равновесия К\ для реакции гидролиза ионов Zn2+ и рИ раствора. К/\{ Zn(H2O)SOH+}= 2,5-104.
Решение. Составим уравнение реакции гидролиза ионов Zn2+ по первой ступени:
Zn(H2O)62+(P) + H2O0K) *=* Zn(H2O)5OH+(P)+ Нз0+(Р). Напишем выражение константы равновесия для этой реакции и вычислим ее значение:
К = [Zn(H2O)5OH+]-[H3O+]= 2,5.10« •1,0.10"14 =2,5.10'10.
[Zn(H2O)62+] Л
Вычислим pH раствора 0,10 MZnSO4. Для этого подставим значения равновесных концентраций веществ в выражение константы равновесия (по аналогии с методиками решения других примеров).
К [Zn(H2O)5OH+J-[H3O+]^ х-х _х*_ & 25 l0
?10
[Zn(H2O)62+] 0,10- X 0,10
Отсюда
X= 5,0-\0'6М, [H3O+] = 5,0•10'6M, pH =-1Og[H3O+] = 5,3.
Ответ. Для первой ступени реакции гидролиза ионов Zn(H2O)O2+ при 25 0C К\ = 2,5•1O 10 и pH водного раствора 0,10 M ZnSO4 равен 5,3. За счет гидролиза ионов Zn(H20)fi2' раствор ZnSO4 имеет кислую реакцию среды.
Гидролиз соли, образованный катионами слабого основания и анионами слабой кислоты. Гидролиз рассмотрим на примере соли NH4CH3COO.
Оба вида ионов, и катионы и анионы, взаимодействуют с водой, что выражается уравнениями
NH4+(P) + Н20(Ж) Н30+(р) + NH3(P)5
CH3COO-(P)+ Н20(Ж) CH3COOH(P) + OHT(P).
Просуммируем эти уравнения с учетом прохождения реакции нейтрализации:
Н30+(Р) + OH-(P) = 2Н20(Ж),
и получим
NH4+(P) + CH3COO-(P) CH3COOH(P)+ NH3(P).
В результате реакции гидролиза соли NH4CH3COO образуется слабая кислота и слабое основание. Возникает вопрос о pH этого раствора. Казалось бы, при гидролизе соли такого типа раствор должен быть нейтральным. Но это имеет место только в том случае,
132
В. В. Вольхин. Общая химия
если величины констант равновесия для реакций взаимодействия катиона и аниона соли с водой будут равны. В случае их неравенства раствор не останется нейтральным.
Пример 3.18. Вычислим pH водного раствора 0,50 AZNH4CH3COO при 25 0C
Решение. Составим уравнения реакций взаимодействия катионов и анионов соли с водой, суммарное уравнение реакции гидролиза и соответствующее ей выражение константы равновесия. В итоге получим:
NH4+(P)+ НаО(Ж) =*=* Н30+(Р)+ NH3(P), Кк = 5,6-10-'0
CH3COO(P)+ Н20(ж) =*=*= CH3COOH(P) + OH-(P), K0 = 5,6-10"10
1 ?S 6 • 10"10
К = KK(NH4+)----= ' = 3,1 • 10"5.
Кк (CH3COOH) 1,8-10
Величина константы равновесия реакции гидролиза соли NH4CH3COO существенно возросла по сравнению с константами равновесия гидролиза солей NaCH3COO и NH4Cl.
Вычислим pH 0,50 Mраствора NH4CH3COO. Применим неоднократно использованную методику.
NH4+(P)+ CH3COO-(P) CH3COOH(P)+ NH3(P)
Концентрации (M):
исходные 0,50 0,50 О О
изменение -х -х +х +х
равновесные 0,50 -х 0,50 -х х х
Подставим значение равновесных концентраций веществ в выражение константы равновесия:
к [CH3COOH]-[NH3] х2 _ 31 10.д [NH4+I-[CH3COO"] (0,50-х)2 ~'
Упростим это выражение путем извлечения квадратного корня из обеих частей равенства: Х •=3,1-10"5.
(0,50-х)2
Ионные равновесия в растворах
Предыдущая << 1 .. 51 52 53 54 55 56 < 57 > 58 59 60 61 62 63 .. 155 >> Следующая

Реклама

c1c0fc952cf0704ad12d6af2ad3bf47e03017fed

Есть, чем поделиться? Отправьте
материал
нам
Авторские права © 2009 BooksShare.
Все права защищены.
Rambler's Top100

c1c0fc952cf0704ad12d6af2ad3bf47e03017fed