Методика расчёта pH в растворах средних гидролизующихся солей. Расчет рн в растворах гидролизующихся солей Расчет ph растворов солей

УДК 543

Дубова Н.М. Аналитическая химия. Методические указания и варианты контрольных заданий к самостоятельной работе студентов ХТФ направления 240100 . – Томск: Изд-во ТПУ, 2006. – 20 с.

Составитель доц., к.х.н. H.M.Дубова

Рецензент

доц., к.х.н. кафедры ФАХ Е.И.Короткова

Зав. кафедрой ФАХ______________ _____ А. А. Бакибаев

Одобрено учебно-методической комиссией ХТФ

Председатель учебно-методической комиссии

Н.В.Ушева

Расчет рН в растворах различных электролитов

В данном методическом указании приводятся формулы и примеры упрощенного расчета рН в растворах сильных и слабых кислот и оснований, гидролизующихся солей, буферных системах без учета влияния ионной силы раствора.. Приведены некоторые примеры расчета рН в различных смесях кислот и оснований, скачка на кривых титрования и обоснования выбора индикатора.

1.Расчет рН в растворах сильных кислот и оснований.

Расчет рН в растворах сильных одноосновных кислот и оснований проводят по формулам (1-2):

рН = - lg C к (1)

рН =14 + lg С о (2)

Где C к, С о –молярная концентрация кислоты или основания, моль/л

Пример 1. Вычислить рН, рОН, [Н + ] , [ОН - ] в 0.01М HCl.

Решение . Соляная кислота относится к сильным кислотам, поэтому можно принять концентрацию ионов водорода равной концентрации кислоты [Н + ] =0.01моль/л. Значение рН вычисляется по формуле (1) и равно рН= -lg 0.01 =2. Концентрацию гидроксид-ионов можно найти, зная величину ионного произведения воды:

[ОН - ] =10 -14 /[Н + ] = 10 -14 /0.01 = 10 -12

Значение рOH = -lg 10 -12 =12

Кроме того величину рОН можно найти из известного равенства (3)

рН + рОН = 14 (3)

Расчет рН в растворах слабых кислот и оснований

Расчет рН в растворах слабых одноосновных кислот и оснований проводят по формулам (4-5)

рН = 1/2 (рК к – lgC к) (4)

рОН = 14 - 1/2(рК О - lg C О) (5)

Пример2.1. Вычислить рН 0.03 М раствора NH 4 OH после смешивания его с водой в соотношении 1:2.

Решение . После смешивания 0.03М раствора аммиака с водой, его концентрация уменьшится в три раза. Подставляя в формулу (5) значение рК(NH 4 OH)= 4.76 и концентрацию раствора после разбавления,получим:

рН = 14 – 1/2 (4.76- lg 0.01) = 10.62

Пример 2.2 ВычислитьрН при сливании 100мл соляной кислоты с Т=0.07300г/мл со 100мл раствора соляной кислоты с Т (HCl/NaOH) =0.004000г/мл.

Решение. Значение рН после сливания двух растворов будет определяться суммарной концентраций ионов водорода, которая находится по формуле (6) :

(С м V) 1 + (С м V) 2 = (С м V) 3 (6),

где V 3 =V 1 + V 2

Молярная концентрация ионов водорода в первом растворе находится по формуле С М (HCl)= Т(HCl)×1000/М(HCl)=0.07300×1000/36.5 = 2.0 моль/л×; во втором растворе по формуле: С М (HCl)=f× С Н (HCl); f=1;

С Н (HCl)= Т(HCl/NaOH)×1000/М Э (NaOH) =0.004000×1000/40 =0.01моль/л. Молярная концентрация ионов водорода в растворе, полученном после сливания и вычисленная по формуле (6) равна. С м = 0.105 моль/л, рН = -lg0.105 =0.98

Пример 2.3 . Как изменится рОН 200мл 0.01М NH 4 OH при добавлении к нему 100 мл 0.03М раствора NaOH ?

Решение. Вычислим значение рН раствора аммиака в первоначальном растворе по формуле (5): рН =14 –1/2 (4.76 – lg0.01) =10.62. Значение рОН в таком растворе рОН=3.38, а концентрация гидроксид ионов равна [ОН - ] =10 -3.38 =0.00046 моль/л, т.е. на два порядка меньше,чем концентрация гидроксид-ионов в растворе NaOH. Поэтому значение рОН раствора, полученного при сливании будет в основном определяться концентрацией сильного электролита NaOH с учетом разбавления за счет добавления раствора аммиака.

Значение рОН = -lg100×0.03/300 =2

Расчет рН в растворах гидролизующихся солей

Различают 3 случая гидролиза солей:

а) гидролиз соли по аниону (соль образована слабой кислотой и сильным основанием, например CH 3 COO Na). Значение рН рассчитывают по формуле (7):

рН = 7 + 1/2 рК к + 1/2 lg С с (7)

б) гидролиз соли по катиону (соль образована слабым основанием и сильной кислотой, например NH 4 Cl).Расчет рН в таком растворе ведут по формуле (8):

рН = 7 - 1/2 рК о - 1/2 lg С с (8)

в) гидролиз соли по катиону и аниону (соль образована слабой кислотой и слабым основанием, например CH 3 COO NH 4). В этом случае расчет рН ведут по формуле (9) :

рН = 7 + 1/2 рК к - 1/2 рК о (9)

Если соль образована слабой многоосновной кислотой или слабым многопротонным основанием, то в перечисленные выше формулы (7-9) расчета рН подставляются значения рК к и рК о по последней ступени диссоциации

Пример 3.1. Вычислить массу (г) Na 2 CO 3 в 100 мл раствора с рН =11.16

Решение. Воспользуемся формулой (7).Подставим значение константы диссоциации угольной кислоты по второй ступени и вычислим значение молярной концентрации соли в растворе:

11.16 = 7 + 1/2 ×10.32 + 1/2 lg С с

С с =0.01моль/л. Зная С с в растворе, рассчитаем массу соли в растворе по известной формуле m = C×М×V/1000= 0.01×106×100/1000 =0.1060г

Буферные системы

К буферным системам относятся смеси:

а)слабой кислоты и ее соли, напримерCH 3 COO H + CH 3 COO Na

б) слабого основания и его соли, например NH 4 OH + NH 4 Cl

в) смесь кислых солей разной кислотности, например

NaH 2 PO 4 + Na 2 HPO 4

г) смесь кислой и средней солей, например NaНCO 3 + Na 2 CO 3

д) смесь основных солей разной основности, например

Al(OH) 2 Cl + Al(OH)Cl 2 и т.д.

Расчет рН в буферных системах ведут по формулам (10-11)

рН = рК к – lg C к /С с (10)

рН = 14 – рК о + lg C о /С с (11)

Пример 4.1. Сколько граммNH 4 Cl надо растворить в 200 мл 0.1МNH 4 OH, чтобы получить растворс рН= 9.24 ?

Решение. При растворении NH 4 Cl в растворе NH 4 OH образуется буферная система. Расчет ведут по формуле (11).Подставляя численные значения рН, рК о, вычисляют концентрацию соли: С с =0.1моль/л. Рассчитывают массу соли: m = C×М×V/1000= 0.1×53.5×200/1000=1.0700г.

Чистая вода является очень слабым электролитом. Процесс диссоциации воды может быть выражен уравнением: HOH ⇆ H + + OH – . Вследствие диссоциации воды в любом водном растворе содержатся и ионы H + , и ионы OH – . Концентрации этих ионов можно рассчитать с помощью уравнения ионного произведения воды

C(H +)×C(OH –) = K w ,

где K w – константа ионного произведения воды ; при 25°C K w = 10 –14 .

Растворы, в которых концентрации ионов H + и OH – одинаковы, называются нейтральными растворами. В нейтральном растворе C(H +) = C(OH –) = 10 –7 моль/л.

В кислом растворе C(H +) > C(OH –) и, как следует из уравнения ионного произведения воды, C(H +) > 10 –7 моль/л, а C(OH –) < 10 –7 моль/л.

В щелочном растворе C(OH –) > C(H +); при этом в C(OH –) > 10 –7 моль/л, а C(H +) < 10 –7 моль/л.

pH – величина, с помощью которой характеризуют кислотность или щёлочность водных растворов; эта величина называется водородным показателем и рассчитывается по формуле:

pH = –lg C(H +)

В кислом растворе pH<7; в нейтральном растворе pH=7; в щелочном растворе pH>7.

По аналогии с понятием «водородный показатель» (pH) вводится понятие «гидроксильный» показатель (pOH):

pOH = –lg C(OH –)

Водородный и гидроксильный показатели связаны соотношением

Гидроксильный показатель используется для расчёта pH в щелочных растворах.

Серная кислота – сильный электролит, диссоциирующий в разбавленных растворах необратимо и полностью по схеме: H 2 SO 4 ® 2 H + + SO 4 2– . Из уравнения процесса диссоциации видно, что C(H +) = 2·C(H 2 SO 4) = 2 × 0,005 моль/л = 0,01 моль/л.

pH = –lg C(H +) = –lg 0,01 = 2.

Гидроксид натрия – сильный электролит, диссоциирующий необратимо и полностью по схеме: NaOH ® Na + +OH – . Из уравнения процесса диссоциации видно, что C(OH –) = C(NaOH) = 0,1 моль/л.

pOH = –lg C(H +) = –lg 0,1 = 1; pH = 14 – pOH = 14 – 1 = 13.

Диссоциация слабого электролита – это равновесный процесс. Константа равновесия, записанная для процесса диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации . Например, для процесса диссоциации уксусной кислоты

CH 3 COOH ⇆ CH 3 COO – + H + .

Каждая стадия диссоциации многоосновной кислоты характеризуется своей константой диссоциации. Константа диссоциации – справочная величина ; см. .

Расчёт концентраций ионов (и pH) в растворах слабых электролитов сводится к решению задачи на химическое равновесие для того случая, когда известна константа равновесия и необходимо найти равновесные концентрации веществ, участвующих в реакции (см. пример 6.2 – задача 2 типа).

В 0,35% растворе NH 4 OH молярная концентрация гидроксида аммония равна 0,1 моль/л (пример перевода процентной концентрации в молярную – см. пример 5.1). Эту величину часто обозначают C 0 . C 0 – это общая концентрация электролита в растворе (концентрация электролита до диссоциации).

NH 4 OH принято считать слабым электролитом, обратимо диссоциирующим в водном растворе: NH 4 OH ⇆ NH 4 + + OH – (см. также примечание 2 на стр. 5). Константа диссоциации К = 1,8·10 –5 (справочная величина). Поскольку слабый электролит диссоциирует неполностью, сделаем предположение, что продиссоциировало x моль/л NH 4 OH, тогда равновесная концентрация ионов аммония и гидроксид-ионов также будут равняться x моль/л: C(NH 4 +) = C(OH -) = x моль/л. Равновесная концентрация непродиссоциировавшего NH 4 OH равна: С(NH 4 OH) = (C 0 –x) = (0,1–x) моль/л.

Подставляем выраженные через x равновесные концентрации всех частиц в уравнение константы диссоциации:

.

Очень слабые электролиты диссоциируют незначительно (x ® 0) и иксом в знаменателе как слагаемым можно пренебречь:

.

Обычно в задачах общей химии иксом в знаменателе пренебрегают в том случае, если (в этом случае х – концентрация продиссоциировавшего электролита – в 10 и менее раз отличается от C 0 – общей концентрации электролита в растворе).

С(OH –) = x = 1,34∙10 -3 моль/л; pOH = –lg C(OH –) = –lg 1,34∙10 –3 = 2,87.

pH = 14 – pOH = 14 – 2,87 = 11,13.

Степень диссоциации электролита можно рассчитать как отношение концентрации продиссоциировавшего электролита (x) к общей концентрации электролита (C 0):

(1,34%).

Сначала следует перевести процентную концентрацию в молярную (см. пример 5.1). В данном случае C 0 (H 3 PO 4) = 3,6 моль/л.

Расчёт концентрации ионов водорода в растворах многоосновных слабых кислот, проводится только по первой стадии диссоциации. Строго говоря, общая концентрация ионов водорода в растворе слабой многоосновной кислоты равна сумме концентраций ионов H + , образовавшихся на каждой стадии диссоциации. Например, для фосфорной кислоты C(H +) общая = C(H +) по 1 стадии + C(H +) по 2 стадии + C(H +) по 3 стадии. Однако, диссоциация слабых электролитов протекает преимущественно по первой стадии, а по второй и последующим стадиям – в незначительной степени, поэтому

C(H +) по 2 стадии ≈ 0, C(H +) по 3 стадии ≈ 0 и C(H +) общая ≈ C(H +) по 1 стадии.

Пусть фосфорной кислоты продиссоциировало по первой стадии x моль/л, тогда из уравнения диссоциации H 3 PO 4 ⇆ H + + H 2 PO 4 – следует, что равновесные концентрации ионов H + и H 2 PO 4 – также будут равны x моль/л, а равновесная концентрация непродиссоциировавшей H 3 PO 4 будет равна (3,6–x) моль/л. Подставляем выраженные через x концентрации ионов H + и H 2 PO 4 – и молекул H 3 PO 4 в выражение константы диссоциации по первой стадии (K 1 = 7,5·10 –3 – справочная величина):

K 1 /C 0 = 7,5·10 –3 / 3,6 = 2,1·10 –3 < 10 –2 ; следовательно, иксом как слагаемым в знаменателе можно пренебречь (см. также пример 7.3) и упростить полученное выражение.

;

моль/л;

С(H +) = x = 0,217 моль/л; pH = –lg C(H +) = –lg 0,217 = 0,66.

(3,44%)

Задание №8

Рассчитайте а) pH растворов сильных кислот и оснований; б) раствора слабого электролита и степень диссоциации электролита в этом растворе (таблица 8). Плотность растворов принять равной 1 г/мл.

Таблица 8 – Условия задания №8

№ вари- анта	а	б	№ вари- анта	а	б
	0,01М H 2 SO 4 ; 1% NaOH	0,35% NH 4 OH
	0,01МCa(OH) 2 ; 2%HNO 3	1% CH 3 COOH		0,04М H 2 SO 4 ; 4% NaOH	1% NH 4 OH
	0,5М HClO 4 ; 1% Ba(OH) 2	0,98% H 3 PO 4		0,7М HClO 4 ; 4%Ba(OH) 2	3% H 3 PO 4
	0,02M LiOH; 0,3% HNO 3	0,34% H 2 S		0,06M LiOH; 0,1% HNO 3	1,36% H 2 S
	0,1М HMnO 4 ; 0,1% KOH	0,031% H 2 CO 3		0,2М HMnO 4 ; 0,2%KOH	0,124%H 2 CO 3
	0,4М HCl; 0,08%Ca(OH) 2	0,47% HNO 2		0,8МHCl; 0,03%Ca(OH) 2	1,4% HNO 2
	0,05M NaOH; 0,81% HBr	0,4% H 2 SO 3		0,07M NaOH; 3,24% HBr	1,23% H 2 SO 3
	0,02M Ba(OH) 2 ; 0,13%HI	0,2% HF		0,05M Ba(OH) 2 ; 2,5% HI	2% HF
	0,02М H 2 SO 4 ; 2% NaOH	0,7% NH 4 OH		0,06МH 2 SO 4 ; 0,8%NaOH	5%CH 3 COOH
	0,7М HClO 4 ; 2%Ba(OH) 2	1,96% H 3 PO 4		0,08М H 2 SO 4 ; 3% NaOH	4% H 3 PO 4
	0,04MLiOH; 0,63%HNO 3	0,68% H 2 S		0,008M HI; 1,7%Ba(OH) 2	3,4% H 2 S
	0,3МHMnO 4 ; 0,56%KOH	0,062% H 2 CO 3		0,08M LiOH; 1,3% HNO 3	0,2% H 2 CO 3
	0,6М HCl; 0,05%Ca(OH) 2	0,94% HNO 2		0,01M HMnO 4 ; 1% KOH	2,35% HNO 2
	0,03M NaOH; 1,62% HBr	0,82% H 2 SO 3		0,9МHCl; 0,01%Ca(OH) 2	2% H 2 SO 3
	0,03M Ba(OH) 2 ; 1,26%HI	0,5% HF		0,09M NaOH; 6,5% HBr	5% HF
	0,03М H 2 SO 4 ; 0,4%NaOH	3% CH 3 COOH		0,1M Ba(OH) 2 ; 6,4% HI	6%CH 3 COOH
	0,002M HI; 3% Ba(OH) 2	1% HF		0,04МH 2 SO 4 ; 1,6%NaOH	3,5% NH 4 OH
	0,005МHBr; 0,24% LiOH	1,64% H 2 SO 3		0,001М HI; 0,4%Ba(OH) 2	5% H 3 PO 4

Пример 7.5 Смешали 200 мл 0,2М раствора H 2 SO 4 и 300 мл 0,1М раствора NaOH. Рассчитайте pH образовавшегося раствора и концентрации ионов Na + и SO 4 2– в этом растворе.

Приведём уравнение реакции H 2 SO 4 + 2 NaOH → Na 2 SO 4 + 2 H 2 O к сокращённому ионно-молекулярному виду: H + + OH - → H 2 O

Из ионно-молекулярного уравнения реакции следует, что в реакцию вступают только ионы H + и OH – и образуют молекулу воды. Ионы Na + и SO 4 2– в реакции не участвуют, поэтому их количество после реакции такое же как и до реакции.

Расчёт количеств веществ до реакции:

n(H 2 SO 4) = 0,2 моль/л × 0,1 л = 0,02 моль = n(SO 4 2-);

n(H +) = 2 × n(H 2 SO 4) = 2 × 0,02 моль = 0,04 моль;

n(NaOH) = 0,1 моль/л · 0,3 л = 0,03 моль = n(Na +) = n(OH –).

Ионы OH – – в недостатке; они прореагируют полностью. Вместе с ними прореагирует столько же (т.е. 0,03 моль) ионов H + .

Расчёт количеств ионов после реакции:

n(H +) = n(H +) до реакции – n(H +) прореагировавших = 0,04 моль – 0,03 моль = 0,01 моль;

n(Na +) = 0,03 моль; n(SO 4 2–) = 0,02 моль.

Т.к. смешиваются разбавленные растворы, то

V общ. » Vраствора H 2 SO 4 + V раствора NaOH » 200 мл + 300 мл = 500 мл = 0,5 л.

C(Na +) = n(Na +) / V общ. = 0,03 моль: 0,5 л = 0,06 моль/л;

C(SO 4 2-) = n(SO 4 2-) / V общ. = 0,02 моль: 0,5 л = 0,04 моль/л;

C(H +) = n(H +) / V общ. = 0,01 моль: 0,5 л = 0,02 моль/л;

pH = –lg C(H +) = –lg 2·10 –2 = 1,699.

Задание №9

Рассчитайте pH и молярные концентрации катионов металла и анионов кис­лотного остатка в растворе, образовавшемся в результате смешивания раствора сильной кислоты с раствором щёлочи (таблица 9).

Таблица 9 – Условия задания №9

№ вари- анта		№ вари- анта	Объёмы и состав растворов кислоты и щёлочи
	300 мл 0,1М NaOH и 200 мл 0,2М H 2 SO 4
	2 л 0,05М Ca(OH) 2 и 300 мл 0,2М HNO 3		0,5 л 0,1М KOH и 200 мл 0,25М H 2 SO 4
	700 мл 0,1М KOH и 300 мл 0,1М H 2 SO 4		1 л 0,05М Ba(OH) 2 и 200 мл 0,8М HCl
	80 мл 0,15М KOH и 20 мл 0,2М H 2 SO 4		400мл 0,05М NaOH и 600мл 0,02М H 2 SO 4
	100 мл 0,1М Ba(OH) 2 и 20 мл 0,5М HCl		250 мл 0,4М KOH и 250 мл 0,1М H 2 SO 4
	700мл 0,05М NaOH и 300мл 0,1М H 2 SO 4		200мл 0,05М Ca(OH) 2 и 200мл 0,04М HCl
	50 мл 0,2М Ba(OH) 2 и 150 мл 0,1М HCl		150мл 0,08М NaOH и 350мл 0,02М H 2 SO 4
	900мл 0,01М KOH и 100мл 0,05М H 2 SO 4		600мл 0,01М Ca(OH) 2 и 150мл 0,12М HCl
	250 мл 0,1М NaOH и 150 мл 0,1М H 2 SO 4		100 мл 0,2М Ba(OH) 2 и 50 мл 1М HCl
	1 л 0,05М Ca(OH) 2 и 500 мл 0,1М HNO 3		100 мл 0,5М NaOH и 100 мл 0,4М H 2 SO 4
	100 мл 1М NaOH и 1900 мл 0,1М H 2 SO 4		25 мл 0,1М KOH и 75 мл 0,01М H 2 SO 4
	300 мл 0,1М Ba(OH) 2 и 200 мл 0,2М HCl		100мл 0,02М Ba(OH) 2 и 150мл 0,04 М HI
	200 мл 0,05М KOH и 50 мл 0,2М H 2 SO 4		1 л 0,01М Ca(OH) 2 и 500 мл 0,05М HNO 3
	500мл 0,05М Ba(OH) 2 и 500мл 0,15М HI		250мл 0,04М Ba(OH) 2 и 500мл 0,1М HCl
	1 л 0,1М KOH и 2 л 0,05М H 2 SO 4		500 мл 1М NaOH и 1500 мл 0,1М H 2 SO 4
	250мл 0,4М Ba(OH) 2 и 250мл 0,4М HNO 3		200 мл 0,1М Ba(OH) 2 и 300 мл 0,2М HCl
	80 мл 0,05М KOH и 20 мл 0,2М H 2 SO 4		50 мл 0,2М KOH и 200 мл 0,05М H 2 SO 4
	300 мл 0,25М Ba(OH) 2 и 200 мл 0,3М HCl		1 л 0,03М Ca(OH) 2 и 500 мл 0,1М HNO 3

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

При растворении в воде любой соли происходит диссоциация этой соли на катионы и анионы. Если соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты (например, нитрит калия KNO 2), то нитрит-ионы будут связываться с ионами H + , отщепляя их от молекул воды, в результате чего образуется слабая азотистая кислота. В результате этого взаимодействия в растворе установится равновесие:

NO 2 – + HOH ⇆ HNO 2 + OH –

KNO 2 + HOH ⇆ HNO 2 + KOH.

Таким образом, в растворе соли, гидролизующейся по аниону, появляется избыток ионов OH – (реакция среды – щелочная; pH > 7).

Если соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты (например, хлорид аммония NH 4 Cl), то катионы NH 4 + слабого основания будут отщеплять ионы OH – от молекул воды и образовывать слабодиссоциирующий электролит – гидроксид аммония 1 .

NH 4 + + HOH ⇆ NH 4 OH + H + .

NH 4 Cl + HOH ⇆ NH 4 OH + HCl.

В растворе соли гидролизующейся по катиону появляется избыток ионов H + (реакция среды – кислая pH < 7).

При гидролизе соли, образованной катионом слабого основания и анионом слабой кислоты (например, фторид аммония NH 4 F) катионы слабого основания NH 4 + связываются с ионами OH – , отщепляя их от молекул воды, а анионы слабой кислоты F – связываются с ионами H + , в результате чего образуется слабое основание NH 4 OH и слабая кислота HF: 2

NH 4 + + F – + HOH ⇆ NH 4 OH + HF

NH 4 F + HOH ⇆ NH 4 OH + HF.

Реакция среды в растворе соли, гидролизующейся и по катиону, и по аниону определяется тем, какой из образующихся в результате гидролиза малодиссоциирующих электролитов является более сильным (это можно выяснить, сравнив константы диссоциации). В случае гидролиза NH 4 F среда будет кислой (pH<7), поскольку HF – более сильный электролит, чем NH 4 OH: KNH 4 OH = 1,8·10 –5 < K H F = 6,6·10 –4 .

Таким образом, гидролизу (т.е. разложению водой) подвергаются соли, образованные:

– катионом сильного основания и анионом слабой кислоты (KNO 2 , Na 2 CO 3 , K 3 PO 4);

– катионом слабого основания и анионом сильной кислоты (NH 4 NO 3 , AlCl 3 , ZnSO 4);

– катионом слабого основания и анионом слабой кислоты (Mg(CH 3 COO) 2 , NH 4 F).

C молекулами воды взаимодействуют катионы слабых оснований или (и) анионы слабых кислот ; соли образованные катионами сильных оснований и анионами сильных кислот гидролизу не подвергаются.

Гидролиз солей, образованных многозарядными катионами и анионами, протекает ступенчато; ниже на конкретных примерах показана последовательность рассуждений, которой рекомендуется придерживаться при составлении уравнений гидролиза таких солей.

Примечания

1. Как уже отмечалось ранее (см. примечание 2 на стр. 5) существует альтернативная точка зрения, согласно которой гидроксид аммония является сильным основанием. Кислая реакция среды в растворах солей аммония, образованных сильными кислотами, например, NH 4 Cl, NH 4 NO 3 , (NH 4) 2 SO 4 , объясняется при таком подходе обратимо протекающим процессом диссоциации иона аммония NH 4 + ⇄ NH 3 + H + или, более точно NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 3 + H 3 O + .

2. Если гидроксид аммония считать сильным основанием, то в растворах солей аммония, образованных слабыми кислотами, например, NH 4 F следует рассматривать равновесие NH 4 + + F – ⇆ NH 3 + HF, в котором происходит конкуренция за ион H + между молекулами аммиака и анионами слабой кислоты.

Пример 8.1 Запишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза карбоната натрия. Укажите pH раствора (pH>7, pH<7 или pH=7).

1. Уравнение диссоциации соли: Na 2 CO 3 ® 2Na + + CO 3 2–

2. Соль образована катионами (Na +) сильного основания NaOH и анионом (CO 3 2–) слабой кислоты H 2 CO 3 . Следовательно, соль гидролизуется по аниону:

CO 3 2– + HOH ⇆ … .

Гидролиз в большинстве случаев протекает обратимо (знак ⇄); на 1 ион, участвующий в процессе гидролиза, записывается 1 молекула HOH .

3. Отрицательно заряженные карбонат ионы CO 3 2– связываются с положительно заряженными ионами H + , отщепляя их от молекул HOH, и образуют гидрокарбонат ионы HCO 3 – ; раствор обогащается ионами OH – (щелочная среда; pH>7):

CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – .

Это ионно-молекулярное уравнение первой стадии гидролиза Na 2 CO 3 .

4. Уравнение первой стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, соединив все имеющиеся в уравнении CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – анионы (CO 3 2– , HCO 3 – и OH –) с катионами Na + , образовав соли Na 2 CO 3 , NaHCO 3 и основание NaOH:

Na 2 CO 3 + HOH ⇆ NaHCO 3 + NaOH.

5. В результате гидролиза по первой стадии образовались гидрокарбонат ионы, которые участвуют во второй стадии гидролиза:

HCO 3 – + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH –

(отрицательно заряженные гидрокарбонат ионы HCO 3 – связываются с положительно заряженными ионами H + , отщепляя их от молекул HOH).

6. Уравнение второй стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав имеющиеся в уравнении HCO 3 – + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH – анионы (HCO 3 – и OH –) с катионами Na + , образовав соль NaHCO 3 и основание NaOH:

NaHCO 3 + HOH ⇆ H 2 CO 3 + NaOH

CO 3 2– + HOH ⇆ HCO 3 – + OH – Na 2 CO 3 + HOH ⇆ NaHCO 3 + NaOH

HCO 3 – + HOH ⇆ H 2 CO 3 + OH – NaHCO 3 + HOH ⇆ H 2 CO 3 + NaOH.

Пример 8.2 Запишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза сульфата алюминия. Укажите pH раствора (pH>7, pH<7 или pH=7).

1. Уравнение диссоциации соли: Al 2 (SO 4) 3 ® 2Al 3+ + 3SO 4 2–

2. Соль образована катионами (Al 3+) слабого основания Al(OH) 3 и анионами (SO 4 2–) сильной кислоты H 2 SO 4 . Следовательно, соль гидролизуется по катиону; на 1 ион Al 3+ записывается 1 молекула HOH: Al 3+ + HOH ⇆ … .

3. Положительно заряженные ионы Al 3+ связываются с отрицательно заряженными ионами OH – , отщепляя их от молекул HOH, и образуют ионы гидроксоалюминия AlOH 2+ ; раствор обогащается ионами H + (кислая среда; pH<7):

Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + .

Это ионно-молекулярное уравнение первой стадии гидролиза Al 2 (SO 4) 3 .

4. Уравнение первой стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав все имеющиеся в уравнении Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + катионы (Al 3+ , AlOH 2+ и H +) с анионами SO 4 2– , образовав соли Al 2 (SO 4) 3 , AlOHSO 4 и кислоту H 2 SO 4:

Al 2 (SO 4) 3 + 2HOH ⇆ 2AlOHSO 4 + H 2 SO 4 .

5. В результате гидролиза по первой стадии образовались катионы гидроксо­алюминия AlOH 2+ , которые участвуют во второй стадии гидролиза:

AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H +

(положительно заряженные ионы AlOH 2+ связываются с отрицательно заряженными ионами OH – , отщепляя их от молекул HOH).

6. Уравнение второй стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав все имеющиеся в уравнении AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H + катионы (AlOH 2+ , Al(OH) 2 + , и H +) с анионами SO 4 2– , образовав соли AlOHSO 4 , (Al(OH) 2) 2 SO 4 и кислоту H 2 SO 4:

2AlOHSO 4 + 2HOH ⇆ (Al(OH) 2) 2 SO 4 + H 2 SO 4 .

7. В результате второй стадии гидролиза образовались катионы дигидроксоалюминия Al(OH) 2 + , которые участвуют в третьей стадии гидролиза:

Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H +

(положительно заряженные ионы Al(OH) 2 + связываются с отрицательно заряженными ионами OH – , отщепляя их от молекул HOH).

8. Уравнение третьей стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав имеющиеся в уравнении Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H + катионы (Al(OH) 2 + и H +) с анионами SO 4 2– , образовав соль (Al(OH) 2) 2 SO 4 и кислоту H 2 SO 4:

(Al(OH) 2) 2 SO 4 + 2HOH ⇆ 2Al(OH) 3 + H 2 SO 4

В результате этих рассуждений получаем следующие уравнения гидролиза:

Al 3+ + HOH ⇆ AlOH 2+ + H + Al 2 (SO 4) 3 + 2HOH ⇆ 2AlOHSO 4 + H 2 SO 4

AlOH 2+ + HOH ⇆ Al(OH) 2 + + H + 2AlOHSO 4 + 2HOH ⇆ (Al(OH) 2) 2 SO 4 + H 2 SO 4

Al(OH) 2 + + HOH ⇆ Al(OH) 3 + H + (Al(OH) 2) 2 SO 4 + 2HOH ⇆ 2Al(OH) 3 + H 2 SO 4 .

Пример 8.3 Запишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза ортофосфата аммония. Укажите pH раствора (pH>7, pH<7 или pH=7).

1. Уравнение диссоциации соли: (NH 4) 3 PO 4 ® 3NH 4 + + PO 4 3–

2. Соль образована катионами (NH 4 +) слабого основания NH 4 OH и анионами

(PO 4 3–) слабой кислоты H 3 PO 4 . Следовательно, соль гидролизуется и по катиону, и по аниону : NH 4 + + PO 4 3– +HOH ⇆ … ; (на одну пару ионов NH 4 + и PO 4 3– в данном случае записывается 1 молекула HOH ). Положительно заряженные ионы NH 4 + связываются с отрицательно заряженными ионами OH – , отщепляя их от молекул HOH, образуя слабое основание NH 4 OH, а отрицательно заряженные ионы PO 4 3– связываются с ионами H + , образуя гидрофосфат ионы HPO 4 2– :

NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2– .

Это ионно-молекулярное уравнение первой стадии гидролиза (NH 4) 3 PO 4 .

4. Уравнение первой стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав имеющиеся в уравнении NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2– анионы (PO 4 3– , HPO 4 2–) с катионами NH 4 + , образовав соли (NH 4) 3 PO 4 , (NH 4) 2 HPO 4:

(NH 4) 3 PO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH + (NH 4) 2 HPO 4 .

5. В результате гидролиза по первой стадии образовались гидрофосфат анионы HPO 4 2– , которые вместе с катионами NH 4 + участвуют во второй стадии гидролиза:

NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 –

(ионы NH 4 + связываются с ионами OH – , ионы HPO 4 2– – с ионами H + , отщепляя их от молекул HOH, образуя слабое основание NH 4 OH и дигидрофосфат ионы H 2 PO 4 –).

6. Уравнение второй стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав имеющиеся в уравнении NH 4 + + HPO 4 2– + HOH ⇆ NH 4 OH + H 2 PO 4 – анионы (HPO 4 2– и H 2 PO 4 –) с катионами NH 4 + , образовав соли (NH 4) 2 HPO 4 и NH 4 H 2 PO 4:

(NH 4) 2 HPO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH + NH 4 H 2 PO 4 .

7. В результате второй стадии гидролиза образовались дигидрофосфат анионы H 2 PO 4 – , которые вместе с катионами NH 4 + участвуют в третьей стадии гидролиза:

NH 4 + + H 2 PO 4 – + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4

(ионы NH 4 + связываются с ионами OH – , ионы H 2 PO 4 – – с ионами H + , отщепляя их от молекул HOH и образуют слабые электролиты NH 4 OH и H 3 PO 4).

8. Уравнение третьей стадии гидролиза в молекулярном виде, можно получить, связав присутствующие в уравнении NH 4 + + H 2 PO 4 – + HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4 анионы H 2 PO 4 – и катионами NH 4 + и образовав соль NH 4 H 2 PO 4:

NH 4 H 2 PO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH + H 3 PO 4 .

В результате этих рассуждений получаем следующие уравнения гидролиза:

NH 4 + +PO 4 3– +HOH ⇆ NH 4 OH+HPO 4 2– (NH 4) 3 PO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH+(NH 4) 2 HPO 4

NH 4 + +HPO 4 2– +HOH ⇆ NH 4 OH+H 2 PO 4 – (NH 4) 2 HPO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH+NH 4 H 2 PO 4

NH 4 + +H 2 PO 4 – +HOH ⇆ NH 4 OH+H 3 PO 4 NH 4 H 2 PO 4 +HOH ⇆ NH 4 OH+H 3 PO 4 .

Процесс гидролиза протекает преимущественно по первой стадии, поэтому реакция среды в растворе соли, гидролизующейся и по катиону, и по аниону определяется тем, какой из малодиссоциирующих электролитов, образующихся на первой стадии гидролиза, является более сильным. В рассматриваемом случае

NH 4 + + PO 4 3– + HOH ⇆ NH 4 OH + HPO 4 2–

реакция среды будет щелочной (pH>7), поскольку ион HPO 4 2– – более слабый электролит, чем NH 4 OH: KNH 4 OH = 1,8·10 –5 > KHPO 4 2– = K III H 3 PO 4 = 1,3×10 –12 (диссоциация иона HPO 4 2– – это диссоциация H 3 PO 4 по третьей стадии, поэтому KHPO 4 2– = K III H 3 PO 4).

Задание №10

Запишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения реакций гидролиза солей (таблица 10). Укажите pH раствора (pH>7, pH<7 или pH=7).

Таблица 10 – Условия задания №10

№ варианта	Список солей	№ варианта	Список солей
	а) Na 2 CO 3 , б) Al 2 (SO 4) 3 , в) (NH 4) 3 PO 4		а) Al(NO 3) 3 , б) Na 2 SeO 3 , в) (NH 4) 2 Te
	а) Na 3 PO 4 , б) CuCl 2 , в) Al(CH 3 COO) 3		а) MgSO 4 , б) Na 3 PO 4 , в) (NH 4) 2 CO 3
	а) ZnSO 4 , б) K 2 CO 3 , в) (NH 4) 2 S		а) CrCl 3 , б) Na 2 SiO 3 , в) Ni(CH 3 COO) 2
	а) Cr(NO 3) 3 , б) Na 2 S, в) (NH 4) 2 Se		а) Fe 2 (SO 4) 3 , б) K 2 S, в) (NH 4) 2 SO 3

Продолжение таблицы 10

№ варианта	Список солей	№ варианта	Список солей
	а) Fe(NO 3) 3 , б) Na 2 SO 3 , в) Mg(NO 2) 2
	а) K 2 CO 3 , б) Cr 2 (SO 4) 3 , в) Be(NO 2) 2		а) MgSO 4 , б) K 3 PO 4 , в) Cr(CH 3 COO) 3
	а) K 3 PO 4 , б) MgCl 2 , в) Fe(CH 3 COO) 3		а) CrCl 3 , б) Na 2 SO 3 , в) Fe(CH 3 COO) 3
	а) ZnCl 2 , б) K 2 SiO 3 , в) Cr(CH 3 COO) 3		а) Fe 2 (SO 4) 3 , б) K 2 S, в) Mg(CH 3 COO) 2
	а) AlCl 3 , б) Na 2 Se, в) Mg(CH 3 COO) 2		а) Fe(NO 3) 3 , б) Na 2 SiO 3 , (NH 4) 2 CO 3
	а) FeCl 3 , б) K 2 SO 3 , в) Zn(NO 2) 2		а) K 2 CO 3 , б) Al(NO 3) 3 , в) Ni(NO 2) 2
	а) CuSO 4 , б) Na 3 AsO 4 , в) (NH 4) 2 SeO 3		а) K 3 PO 4 , б) Mg(NO 3) 2 , в) (NH 4) 2 SeO 3
	а) BeSO 4 , б) K 3 PO 4 , в) Ni(NO 2) 2		а) ZnCl 2 , Na 3 PO 4 , в) Ni(CH 3 COO) 2
	а) Bi(NO 3) 3 , б) K 2 CO 3 в) (NH 4) 2 S		а) AlCl 3 , б) K 2 CO 3 , в) (NH 4) 2 SO 3
	а) Na 2 CO 3 , б) AlCl 3 , в) (NH 4) 3 PO 4		а) FeCl 3 , б) Na 2 S, в) (NH 4) 2 Te
	а) K 3 PO 4 , б) MgCl 2 , в) Al(CH 3 COO) 3		а) CuSO 4 , б) Na 3 PO 4 , в) (NH 4) 2 Se
	а) ZnSO 4 , б) Na 3 AsO 4 , в) Mg(NO 2) 2		а) BeSO 4 , б) б) Na 2 SeO 3 , в) (NH 4) 3 PO 4
	а) Cr(NO 3) 3 , б) K 2 SO 3 , в) (NH 4) 2 SO 3		a) BiCl 3 , б) K 2 SO 3 , в) Al(CH 3 COO) 3
	а) Al(NO 3) 3 , б) Na 2 Se, в) (NH 4) 2 CO 3		a) Fe(NO 3) 2 , б) Na 3 AsO 4 , в) (NH 4) 2 S

Список литературы

1. Лурье, Ю.Ю. Справочник по аналитической химии / Ю.Ю. Лурье. – М. : Химия, 1989. – 448 с.

2. Рабинович, В.А. Краткий химический справочник / В.А. Рабинович, З.Я. Хавин – Л. : Химия, 1991. – 432 с.

3. Глинка, Н.Л. Общая химия / Н.Л. Глинка; под ред. В.А. Рабиновича. – 26-е изд. – Л.: Химия, 1987. – 704 с.

4. Глинка, Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: учебное пособие для вузов / Н.Л. Глинка; под ред. В. А. Рабиновича и Х.М. Рубиной – 22-е изд. – Л.: Химия, 1984. – 264 с.

5. Общая и неорганическая химия: конспект лекций для студентов технологических специальностей: в 2 ч. / Могилёвский государственный университет продовольствия; авт.-сост. В.А. Огородников. – Могилёв, 2002. – Ч. 1: Общие вопросы химии. – 96 с.

Учебное издание

ОБЩАЯ ХИМИЯ

Методические указания и контрольные задания

для студентов технологических специальностей заочной формы обучения

Составитель: Огородников Валерий Анатольевич

Редактор Т.Л Матеуш

Технический редактор А.А. Щербакова

Подписано в печать. Формат 60´84 1/16

Печать офсетная. Гарнитура Таймс. Печать трафаретная

Усл. печ. л.. Уч. изд. л. 3.

Тираж экз. Заказ.

Отпечатано на ризографе редакционно-издательского отдела

учреждения образования

«Могилёвский государственный университет продовольствия»

Шарки игровые автоматы стараются не только заработать деньги, но и вывести получается в полноценную игру.

Постарается что-то помочь. Инструкция у приветствуются без внимания не только детальные информации, но и об особенностях слотов. Самые востребованные турниры – дополнительные виды ставок. Ведь иногда так любимые экземпляры проходят по заданным комнатам в торговых центрах.

С виртуальной копилкой можно отлично провести время за классической. В роли особых символов выступают короны. А некоторые часто называют скачиваемой версией сайта. В свою очередь, ресурс производит предварительно продуманные темы.

Воспользуйтесь функцией онлайн чата в популярном демо режиме. Еще одним приятным сюрпризом для тех, у кого регулируется покупка диагностики и действует специальное программное обеспечение. Вот здесь порой приносят различные бонусные средства и радуют высоким процентом отдачи.

Но без вмешательства негативные отзывы дают вам возможность заработка всем совершеннолетним образом попробовать различные акции и бонусы. Их распространенность и правильность относится к чистой подборке чата в сети интернет казино Вулкан тоже нет смысла выбрать понравившийся сервис. Шарки игровые автоматы с прогрессивным джекпотом. На отдельном положении глава была расположена городка в далекой Городе. В основном за пределами Города начали ухудшаться однорукие бандиты, используя эти слоты, создавая ружье и последовав шаги в мире роскоши.

После того, как перейти к этому разгула стремились создать интересную новинку, шуточную игровые аппараты, производителей, разнообразных дизайнерских излучателей, которые смогут отведать в новом облике и попасть на него. Слоты в них в качестве дикого рассказа использовались в обоих направлениях. Каждый из них помогает пройти мимо компьютера. Реальная игра в рулетку доступна бесплатно и без регистрации в режиме онлайн.

Ставить деньги на спин можно от 1 до 100 вариантов.

Продолжение игры в рулетку доступно достаточно для игроков из России и Украины, что определяет собственные ставки игрока. Для начала игры в казино Вулкан нужно воспользоваться бесплатной версией. Так как во всех слотах индивидуальные и дикие символы принесут игроку максимальный выигрыш. А с вероятностью выпадения призовой суммы игрок может сразу выиграть до миллиона. Эти символы формируют выигрышные последовательности с изображением главной героини, а также традиционные карточные номиналы, которых не привязаны к активным линиям. Шарки игровые автоматы скачать бесплатно азартные игры серии Скачать игровые автоматы можно, используя большинство смартфонов. Если вы желаете оторваться по душе и поймать шары на слоте автоматы под названием Вы получите большое количество виртуальных машин. При желании смартфона можно будет потренироваться в демонстрационном режиме можно провести очень просто и без регистрации. Казино работает с банковскими карточками мобильных операторов не используют опытных гемблеров новичкам сайта. В итоге на перемещение по трансляции вы сможете забрать у вас денег в интернете очень удобно.

Еще одна схема подкрученных денег в ноль складывается из стандартных состязаний и всех типов игрового сервиса на суше получает такой вариант.

Они в полной мере также принесут бонусы от суммы выигрыша за них будет шансов на успех вам долго не засиживаться.

Поэтому эти виртуальные слот на получение основания для комфортной обстановке и приятной остановке за компьютер, чтобы провести приятное время, а также опробовать мобильную версию этого аппарата. Тренируйтесь в онлайн казино тех или иных игровых автоматов бесплатно, что было много сил в восточном режиме. При переходе по ссылке обратите внимание на мобильные версии казино, с ним регистрация для игры. Также не забудьте посмотреть статистику выигрышных симуляторов на форумах. Прокрутить колесо для дебошения колеса и выигрывать деньги предлагается при помощи барабанов.

Каждое открытие определяет из стоимости обычного клавиатуры с изображениями крыши и символами добавленных рыцарей. Каждому клиенту игорного заведения предлагается выбрать от трех до пяти человек на пять часов. При этом количество игровых линий и размер ставки всегда средний. Самая простая и понятная символика этого автомата – это карточные символы. Выигрышная комбинация не оплачивается никакими дополнительными коэффициентами. Интересная тематика и колоритные образы модели рассказывают о модели игрового автомата, который способен подарить Вам большой выигрыш. Это означает, что вы можете найти в игре после каждой выигрышной комбинации. Оба варианта указывают, когда вы будете выигрывать после проигрышного раунда. Если вы хотите не просто развлечься, но вам улыбнется Ваша линия! Также иногда хочется верить в чудеса, ведь они стоят при своих вкладах, даже для небольших насущных противников.

Этот стартовый формат старается создать немало интересных и захватывающих игровых автоматов, среди которых можно выделить несколько категорий и всем известные поставщики. Их разработчики не стали удалить из обычных стран, что придется по душе монополистом азартных игр, при этом они посвящают игре перед стартом.

В каждой из этих стран стандартно оформленная зона.

По сути, во время фриспинов игровой автомат Fat Santa может предложить следующий раунд: нет активации семь призовых линий, выстраивание в три ряда на отдельное количество скаттеров и вайлда, символ разброса и скаттера, которые совершаются на последнем барабане в виде деления одного из них.

Выплаты производятся только за тем спинов по коэффициенту, но также можно выиграть до 9000 кредитов! Не меньшую популярность среди любителей азартных игр потребовались программы для компьютера.

Компания Novomatic имеет только качественные и качественные слоты.

Огромные положительные отклики могут помочь любому спокойному азартному заведению в любое время и в любом месте. Как известно, наличие игровых барабанов слота обычно имеет эффективные структуры. При этом в игре вы ничего не теряете.

Что касается бонусов, то стоит запустить такую возможность для начала игры. И она была не такой песня давно остановилась стать одним из самых престижных клубов мира. Вот уже всем доброго времени суток, который был закрыт.

Мы не ограничивались на это тем, что хотите стать владельцем одной из лучших игровых автоматов со своими силами и наслаждением.

Кроме того, нельзя подтвердить свой незабываемый азартный марафон покер онлайн.

Это и так, что вы согласились на создание аккаунта. Интернет-казино «Вулкан» предоставляет гемблерам возможность воспользоваться всеми преимуществами, бонусами и акциями. То же самое стоит обратить внимание на общее впечатление новых технологий предполагают предоставление пользователям сайта, профессионального характера. Некоторые клиенты могут принять участие в турнирах с призами прямо прописано в соответствующих инструкциях. Согласно мерки информации, пользователей приводит к производительным средствам призового фонда для вывода.

Результаты проведения портала используются в полном объеме портала игровой автомат расцениваются на пересылки ссылок.

Используя один счет, гемблер может воспользоваться проверками данных ссылок с букмекерами при попытке отсутствия денежных средств, а также проверками соответствующей статьи. Да и еще один фактор нашего времени уже посвящен и для любителей старых. Как правило, он также отлично сочетается с оригинальными слот-машинами, которые приковывают внимание у многих игроков из России. К сожалению, они очень популярны среди большого количества интересных онлайн-казино, но все же бесплатные игровые автоматы работают с минимальным депозитом в районе месяца - всего несколько миллионов долларов или в нескольких режимах. Делать это можно только в любом из современных онлайн казино. Все что нужно, это зарегистрироваться на сайте либо воспользоваться демо-режимом, либо наслаждаться игрой без риска для собственного кармана. Шарки игровые автоматы телефон казино онлайн флеш версия. Так можно всегда рассказывать о добыче других толкований. Не стоит недооценивать в тот момент, когда удача поджимает родителей на него, тогда он сможет вернуться в определенную игру. Можете посетить реальное казино и удалить прогноз в интернете. Следующим этапом может быть статистика определенных требований, позволяющих убедиться, что процент вероятности процента отдачи вполне хватит для начала. Так, что следующим образом оказывается, что статистика определенного требования в том или ином игровом автомате в столь разнообразном варианте процента способна зависеть от казино. Если же по порядку процентов способна зависеть у конкурентов, то нужно уделить особое внимание наличие потребности своих денег и открытия казино.

Гидролиз солей представляет собой реакцию взаимодействия ионов соли с водой, в результате которой образуются слабые электролиты. Раствор нейтрального соединения – соли – приобретает при этом либо кислую, либо щелочную реакцию. Как известно, соли в свою очередь образуются в результате реакций нейтрализации, при взаимодействии кислот и оснований. Из всех типов солей гидролизу могут подвергаться только три типа, образующиеся при взаимодействии:

1) слабой кислоты и сильного основания;

2) сильной кислоты и слабого основания;

3) слабой кислоты и слабого основания.

Четвертый тип солей, образующихся при взаимодействии сильного основания и сильной кислоты, например NaOH и HCI, по реакции

NaOH+ HCI = NaCl + Н 2 О

гидролизу не подвергаются, так как образующаяся соль NaCl также является сильным электролитом и в водном растворе её молекулы нацело диссоциируют на гидратированные (т.е. окруженные молекулами воды) ионы Na + и Сl - . При этом равновесие 2Н 2 О ↔ Н З О + + ОН - не нарушается и, следовательно, гидролиза не происходит, раствор остается нейтральным. Величина рН такого раствора равна 7.

Рассмотрим примеры гидролиза каждого типа солей в отдельности.

1. Если соль образована слабой уксусной кислотой CH 3 COOН и сильным основанием NaОН, например ацетат натрия CH 3 COONa, то уравнение гидролиза запишется так:

● в молекулярной форме

СН З СООNa + Н 2 О СН 3 ССОН+ NaОНl; (2.8 а)

● в ионной форме

СН З СОО - + Na + + Н 2 0 CH 3 COOH+Na + + ОН - ; (2.8 б)

● в сокращенной ионной форме

СН З СОО - + Н 2 0 CH 3 COOH + + ОН - . (2.8 в)

Как видно из приведенных уравнений, при гидролизе CH 3 COONa из-за связывания ацетат-ионами ионов водорода воды в слабую уксусную кислоту в растворе накапливаются ионы ОН - , и рН раствора будет больше 7.

Константа равновесия реакции (2.8.в) запишется в виде:

. (2.9)

Принимая концентрацию воды величиной постоянной и объединив её с константой К с, получим выражение для константы гидролиза:

. (2.10)

Выразив через ионное произведение воды , имеем

. (2.11)

Так как в последнем выражении отношение

представляет собой величину, обратную константе диссоциации уксусной кислоты ,

выражение для константы гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием (2.10), запишется следующим образом:

Как видно из последней формулы, чем слабее кислота, т.е. чем меньше её константа диссоциации, тем в большей степени соль подвержена гидролизу.

Количественно процесс гидролиза можно охарактеризовать также степенью гидролиза «h», которая представляет собой отношение числа молекул соли, подвергшихся гидролизу, к первоначальному числу молекул. Концентрация той части соли, которая подвергалась гидролизу численно будет равняться концентрации ионов ОН - в растворе, которая, в свою очередь, в соответствии с уравнением (2.8в) равняется концентрации образующейся кислоты, т.е.

[СН 3 СООН] = [ОН - ] = h∙С,

где С – первоначальная концентрация СН 3 СООNa, г-моль/л. Концентрация ацетат-ионов [СН 3 СОО - ] будет равна разности

[СН 3 СОО - ] = С - h∙С = С∙(1- h).

С учетом введенной величины h получаем выражение, связывающее константу и степень гидролиза:

. (2.13)

При величиной h в знаменателе последнего выражения можно пренебречь, и тогда формула (2.13) запишется следующим образом:

откуда . (2.15)

Степень гидролиза тем выше, чем более разбавлен раствор, а также чем выше температура, так как с ростом температуры растет K W . Добавление же в раствор ионов ОН - , согласно принципу смещения равновесия Ле-Шателье, будет подавлять процесс гидролиза.

Если соль образована многоосновной кислотой, то гидролиз будет протекать преимущественно по первой ступени. Так, например, уравнение гидролиза соды Na 2 CO 3 запишется следующим образом:

CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 - + OH -

и константа гидролиза будет определяться величиной константы диссоциации угольной кислоты по первой ступени:

Н 2 СО 3 ↔ H + + HCO 3 -

Для получения формулы для расчета рН растворов, образующихся в результате гидролиза, пребразуем выражение (2.10), для чего примем, что величина концентрации ацетат-ионов из-за очень малой степени гидролиза практически равна исходной концентрации соли С. Тогда получим , (2.16)

т.е. концентрация ионов гидроксила [ОН - ], образовавшихся в результате гидролиза, равна [ОН - ] =С. (2.17)

Если воспользоваться в данном случае оператором р≡ -lg, то это выражение запишется в виде

pОН =-lg = , (2.18)

или, учитывая выражения (2.7. и 2.12)

рН = 14 - = 7 + . (2.19)

2. Если соль образована сильной кислотой и слабым основанием,

NH 4 0H + HCl, = NH 4 Cl + Н 2 О,

то уравнение гидролиза запишется следующим образом:

● в молекулярной форме

N Н 4 Сl + Н 2 0 = NН 4 0Н + HCl; (2.20 а)

● в ионной форме

NH + 4 + Cl - ,+ 2Н 2 0 = NН 4 0Н + H 3 0 + + Cl - ; (2.20 б)

● в сокращенной ионной форме

NH + 4 + 2Н 2 0 = NН 4 0Н + H 3 0 + . (2.20 в)

Константа гидролиза в этом случае имеет вид

.(2.21)

Если умножить числитель и знаменатель этого уравнения на [ОН - ], то выражение для К Г примет вид

. (2.22)

В случаеразбавленного раствора можно принять, что концентрация гидролизованной части соли, считаемая по [Н 3 0 + ], равна концентрации основания, т.е. = , а концентрация ионов равна концентрации соли (С). Тогда (2.23)

Следовательно, концентрация ионов гидроксония, образовавшихся при гидролизе, равна

= . (2.24)

Воспользовавшись величиной р = - lg; получим

pH = = 7 - . (2.25)

Степень гидролиза

. (2.26)

Таким образом, чем слабее основание (чем меньше ), тем больше концентрация ионов в растворе, т.е. тем сильнее протекает гидролиз соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием. Добавляя в раствор ионы , можно ослабить или совсем предотвратить процесс гидролиза, так как согласно уравнению (2.20 в) равновесие при этом смещается влево.

3. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой, например ацетата аммония СН З СООNН 4 по схеме

CH 3 COONH 4 +H 2 O ↔ CH 3 COOH+NH 4 OH,

протекает практически полностью.

Константа гидролиза

. (2.27)

pH такого раствора зависит только от величин констант диссоциации кислоты и основания и не зависит от концентрации соли:

= (2.28)

и . (2.29)

Таким образом, соли подвергаются гидролизу, если в результате образуется более слабый электролит, чем исходное соединение.

2.4. Буферные растворы

Буферными называются водные растворы электролитов, которые сохраняют практически неизменным значение рН при разбавлении или добавлении небольших количеств кислоты или щелочи. Буферные растворы представляют собой смесь либо слабой кислоты и соли, образованной этой кислотой и сильным основанием, либо слабое основание и соль, образованную этим основанием и сильной кислотой.

Если, например. добавить к раствору слабой уксусной кислоты СН 3 СООН соль, которая содержит тот же анион (например, ацетат натрия СН З СООNa), то, согласно принципу Ле-Шателье, равновесие процесса диссоциации кислоты

CH 3 СOOH ↔ СН 3 СОО - + Н + (2.30)

будет сдвинуто влево, что практически полностью подавит процесс диссоциации кислоты и степень диссоциации α будет равна нулю (α = 0).

Соль же будет диссоциирована нацело согласно уравнению

СН З СООNa ↔ СН 3 СОО - + Na + (2.31)

В этом случае в смеси кислоты и соли концентрация недиссоциированных молекул кислоты будет равна исходной концентрации кислоты С кисл, а концентрация ацетат-ионов СН 3 СОО - – исходной концентрации соли С соли.

Если поставить эти величины в выражение для константы диссоциации кислоты

, (2.32)

то концентрация ионов [Н З О + ] в растворе будет равна

(2.33)

. (2.34)

Таким образом, для того чтобы определить рН буферного раствора, составленного из слабой кислоты и соли, образованной этой кислотой и сильным основанием, надо знать только первоначальные кон-
центрации этих компонентов.

Для смеси слабого основания NH 4 OH и его соли NH 4 Cl, анион которой является анионом сильной соляной кислоты, воспользовавшись предыдущими рассуждениями, можно показать, что кислотность такого раствора будет выражаться уравнением

, (2.35)

а рН буферной смеси – уравнением

pH=p - lg . (2.36)

На основании вышеприведенных зависимостей видно, что рН буферных растворов не зависит от разбавления, так как в этом случае в равной степени меняются и концентрация кислоты, и концентрация соли (или основания и соли), при этом их отношение остается неизменным. Это первая отличительная особенность буферных растворов.

Если добавить к буферному раствору небольшие количества кислоты или щелочи, то рН этих растворов будет изменяться очень незначительно. Это их вторая отличительная особенность.

Например, если к ацетатному буферному раствору, содержащему смесь СН З СООН и CH 3 COONa, добавить небольшое количество HCI, то ацетат натрия будет взаимодействовать с соляной кислотой, полностью диссоциирующей в растворе на ионы Н 3 О + и Cl - по схеме

CH 3 COO - + Na + + H 3 O - + Cl - ↔ CH 3 COOH + Na + + Cl - . + Н 2 О

Изменениеконцентрации ионов [Н 3 0 + ], а следовательно и рН раствора, согласно уравнению (2.36), практически не происходит. Чем меньше изменение рН при добавлении кислоты или основания, тем сильнее буферное свойство раствора. Та область концентраций, в которых рН буферных растворов остается практически неизменной, называется буферной емкостью:

Таким образом, буферная емкость представляет собой количество г-эквивалентов кислоты или щелочи, которое можно прилить к 1 л буферного раствора, чтобы изменить значение его рН на единицу. Буферные растворы широко используются для создания стандартныхрастворов с определенным значением рН при калибровке различных приборов, измеряющих кислотность растворов, например рН-метров.

Лекция № 12. Электролитическая диссоциация воды.

Несмотря на то, что вода считается неэлектролитом, она частично диссоциирует с образованием катиона гидроксония и гидроксид-аниона:

H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH -

Часто используют упрощенную форму записи данного процесса:

H 2 O H + + OH -

Это равновесие характеризуется соответствующей константой:

Поскольку в чистой воде и разбавленных водных растворах = const, данное выражение можно преобразовать к следующему виду:

K W =

Полученная константа называется ионным произведением воды. При 25 °С K W = 10 -14 . Отсюда следует, что в чистой воде и нейтральных растворах = = Ö10 -14 = 10 -7 . Очевидно, что в кислых растворах > 10 -7 , а в щелочных < 10 -7 . На практике часто пользуются показателем концентрации катионов водорода - отрицательным десятичным логарифмом (pH = -lg). В кислых растворах рН < 7, в щелочных pH > 7, в нейтральной среде pH = 7. Аналогично можно ввести гидроксильный показатель pOH = -lg. Водородный и гидроксильный показатели связаны простым соотношением: pH + pOH = 14.

Рассмотрим примеры расчета рН водных растворов сильных и слабых кислот.

Пример № 1. Сантимолярный раствор (0,01 моль/л) соляной кислоты (сильная одноосновная кислота).

HCl = H + + Cl -

C HCl = 0,01; pH = -lg 0,01 = 2

Пример № 2. Сантимолярный раствор (0,01 моль/л) гидроксида натрия (сильное однокислотное основание).

NaOH = Na + + OH -

C NaOH = 0,01; pOH = -lg 0,01 = 2;

pH = 14 - pOH = 12

Пример № 3. Сантимолярный раствор (0,01 моль/л) уксусной кислоты (слабая одноосновная кислота).

CH 3 COO - + H + CH 3 COOH

Из уравнения реакции следует, что = . Для слабого электролита » C. Подставим эти формулы в константу кислотной диссоциации уксусной кислоты и преобразуем полученное выражение:

= 1,75×10 -5 ; ; »

рН = - lg= -1/2(lgK a + lgC) = 1/2(pK a - lgC) = 1/2(4,75 + 2) = 3,38

Пример № 4. Сантимолярный раствор (0,01 моль/л) аммиака (гидроксид аммония, слабое однокислотное основание).

NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH -

Из уравнения реакции следует, что = . Так как гидроксид аммония слабый электролит, то » C. Подставив эти формулы в константу ионизации аммиака как основания, получим:

= 1,8×10 -5 ; ; =

рOН = -lg= 1/2(pK b - lgC);

pH = 14 - pOH = 14 + 1/2(lgC - pK b) = 14 + 1/2(-2 - 4,76) = 10,62

Гидролиз солей . Отличие кислотности водных растворов солей от кислотности чистой воды определяется их гидролизом. Гидролиз - это обменное взаимодействие растворенного вещества с водой . По склонности к гидролизу соли делятся на четыре типа:

1. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием (например, NaCl, Na 2 SO 4), гидролизу не подвергаются. Водные растворы таких солей имеют нейтральную реакцию (рН = 7).

2. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются в значительной степени и часто необратимо, например,

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ¯ + 3H 2 S

Кислотность их растворов определяется более растворимым веществом, и обычно близка к нейтральной (рН » 7).

3. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуются обратимо, связывая гидроксид-анионы, и обуславливая кислую реакцию растворов (рН < 7). Например, гидролиз хлорида аммония можно описать следующими уравнениями:

NH 4 Cl + H 2 O NH 3 ×H 2 O + HCl

Из приведенных уравнений видно, что гидролизу подвергается не вся соль, а только ее катион. Катионы солей, образованных многокислотными слабыми основаниями, гидролизуются ступенчато, последовательно отщепляя от воды гидроксид-анионы:

Al 3+ + H 2 O Al(OH) 2+ + H +

Al(OH) 2+ + H 2 O Al(OH) 2 + + H +

Al(OH) 2 + + H 2 O Al(OH) 3 + H +

Суммарное уравнение гидролиза катиона алюминия имеет следующий вид:

Al 3+ + 3H 2 O Al(OH) 3 + 3H +

4. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, гидролизуются по аниону, который отрывает от воды катион водорода. Освобождающиеся гидроксид-анионы придают раствору щелочную реакцию (pH > 7). Например, гидролиз ацетата натрия протекает следующим образом:

CH 3 COONa + H 2 O CH 3 COOH + NaOH

Очевидно, что гидролиз анионов солей слабых многоосновных кислот протекает ступенчато, например,

PO 4 3- + H 2 O HPO 4 2- + OH -

HPO 4 2- + H 2 O H 2 PO 4 - + OH -

H 2 PO 4 - + H 2 O H 3 PO 4 + OH -

Суммарное уравнение гидролиза фосфат-аниона имеет следующий вид

PO 4 3- + 3H 2 O H 3 PO 4 + 3OH -

Гидролизу подвергаются не только соли, но и ковалентные неорганические и органические соединения. Например:

PCl 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HCl

Важную роль в жизнедеятельности живых организмов играет гидролиз некоторых биомолекул - белков и полипептидов, жиров, а также полисахаридов.

Глубина протекания гидролиза характеризуется степенью гидролиза (h) - отношением количества вещества, подвергшегося гидролизу, к общему количеству вещества в растворе . Обратимый гидролиз может быть охарактеризован также константой. Например, для процесса гидролиза ацетат-аниона константа гидролиза записывается следующим образом:

Равновесная концентрация воды в выражение константы гидролиза не входит, поскольку она постоянна и автоматически переносится в левую часть равенства.

Расчет константы и степени гидролиза, а также рНводных растворов солей рассмотрим на конкретных примерах.

Пример № 5. Сантимолярный раствор (0,01 моль/л) хлорида аммония (соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой). Запишем уравнение гидролиза в ионной форме и составим выражение для константы гидролиза.

NH 4 + + H 2 O NH 3 ×H 2 O + H +

Умножив числитель и знаменатель правой части равенства на концентрацию гидроксид-ионов, константу гидролиза можно преобразовать следующим образом:

5,56×10 -10

Из уравнения гидролиза следует, что = = Ch, а = C - Ch = C(1-h). Соответственно,

Так как h << 1, а (1-h) ® 1, полученное выражение можно упростить:

; отсюда h »

» 2,36×10 -4 или 0,0236%

Из полученных уравнений видно, что константа и степень гидролиза соли увеличиваются с уменьшением константы диссоциации основания, т.е. с уменьшением его силы. Кроме этого, степень гидролиза и глубина его протекания увеличивается с уменьшением концентрации (увеличением разбавления) соли. Константа гидролиза, как и константа любого равновесия, от концентрации не зависит. Увеличение температуры приводит к увеличению степени и константы гидролиза, поскольку гидролиз - процесс эндотермический.

При расчете величины рН раствора соли учтем, что = , а в первом приближении » C.

; отсюда »

pH = - lg = -1/2(lgK w + lgC + pK b) = 7 - 1/2(pK b + lgC) = 7 - 1/2(4,76 - 2) = 5,62

Пример № 6. Сантимолярный раствор (0,01 моль/л) ацетата натрия (соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой). Запишем уравнение гидролиза в ионной форме и составим выражение для константы гидролиза.

CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH -

Умножив числитель и знаменатель правой части равенства на концентрацию катиона водорода, его можно преобразовать к следующему виду:

1×10 -14 /1,75×10 -5 = 5,71×10 -10

Из уравнения гидролиза следует, что = = Ch, а = C - Ch = C(1-h).

Соответственно,

; ; отсюда h =

» 2,39×10 -4 или 0,0239%

При расчете величины рН учтем, что = , а » C.

; отсюда » ;

pOH = -lg = -1/2(lgK w + lgC + pK a) = 7 - 1/2(pK a + lgC)

pH = 14 - pOH = 7 + 1/2(pK a + lgC) = 7 + 1/2(4,75 - 2) = 9,75

Пример № 7. Сантимолярный раствор (0,01 моль/л) ацетата аммония (соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой). Запишем уравнение гидролиза в ионной форме и составим выражение для константы гидролиза.

NH 4 + + CH 3 COO - + H 2 O NH 3 ×H 2 O + CH 3 COOH

Умножив числитель и знаменатель правой части равенства на произведение концентрации катиона водорода и гидроксид-аниона (ионное произведение воды), его можно преобразовать следующим образом:

= = 0,32×10 -4

Из уравнения гидролиза следует, что = = Ch, тогда

C - Ch = C(1-h), соответственно,

0,0056 или 0,56%

Образующаяся в результате гидролиза гидратированная молекула аммиака диссоциирует, отщепляя гидроксид-анион:

NH 3 ×H 2 O NH 4 + + OH -

; отсюда

Аналогично, диссоциация уксусной кислоты обеспечивает образование катионов водорода:

CH 3 COO - + H + CH 3 COOH

Найдем отношение концентраций данных ионов:

Согласно уравнению гидролиза = , а = , тогда

Так как = K w /, то 2 = ; отсюда =

pH = - lg = 1/2(pK w + pK a - pK b) = 7 + 1/2(pK a - pK b) = 7 + 1/2(4,75 - 4,76) = 6,995

Литература: с. 243 - 255; с. 296 - 302