Учебное пособие по общей и неорганической химии для самостоятельной работы студентов. Часть 1. Общая химия. Амиров Р.Р - 83 стр.

UptoLike

ВУЗ: 

КФУ | Казань

Составители: 

Рубрика: 

83
6.2.17. Произведение растворимости MgS при 25
0
С равно 2.10
-15
.
Образуется ли осадок MgS при смешении равных объемов
0.004 н. Mg(NO
3
)
2
и 0.0006 н. Na
2
S? Степени диссоциации
этих электролитов принять равными единице.
Решение. При смешении равных объемов растворов объем
смеси стал в 2 раза больше, а концентрация каждого из рас-
творенных веществ уменьшилась вдвое: концентрация нитрата
магния стала 0.002 н., а концентрация сульфида натрия
уменьшилась до 0.0003 н. Для определения концентрации
ионов магния и сульфид- ионов необходимо перевести нор-
мальную концентрацию смешиваемых растворов в молярную:
[Mg
2+
]=С(Mg(NO
3
)
2
)=0.001М и [S
2-
]= С(Na
2
S)=0.00015 M.
Произведение концентраций ионов магния сульфид – ионов:
[Mg
2+
].[S
2-
]=10
-3
.1.5.10
-4
=1.5.10
-7
>ПР
MgS
. Осадок MgS образует-
ся.
Гидролиз солей
6.2.18. Найдите степень гидролиза 0.001 н. раствора ацетата калия и
рН этого раствора.
Решение. Уравнение гидролиза соли:
СН
3
СООК+Н
2
О↔СН
3
СООН+КОН.
Применим закон действующих масс к этой реакции:
К = (
3
CH COOK
C
С
КОН
)/(
3
CH COOH
C
2
HO
C
)
.
Значение
2
HO
C
в разбавленных
растворах можно считать постоянным. Обозначим произведе-
ние К⋅
2
HO
C
через К
Гидр.,
тогда
К
Гидр.
=(
3
CH COOK
C
⋅С
КОН
) /
3
CH COOK
C
.
Концентрация образовавшейся при гидролизе кислоты равна
концентрации ионов ОН
-
, К
Гидр.
= С
2
ОН-
/
3
CH COOH
C
. Из этого урав-
нения найдем концентрацию ионов ОН
-
. С
2
ОН-
= К
Гидр.
3
CH COO
C
−
.
Для расчета константы гидролиза соли сильного основания и
слабой кислоты применим формулу
К
Гидр.
=
/К
Кисл.
=10
-14
/1.8.10
-5
=5.56⋅10
-10
.
С
2
ОН-
=5.56⋅10
-10
⋅10
-3
=55.6⋅10
-14
. С
ОН-
=7.45⋅10
-7
. С
Н+
= 10
-14
/7.5⋅10
-
7
=1.32⋅10
-8
моль/л. рН=-lgС
Н+
=-lg(1.32⋅10
-8
) =7.9. Ответ: рН
7.9.
6.2.19. Приведите примеры гидролиза солей: 1) по катиону, 2) по
аниону.
Решение. 1. При растворении в воде солей, образованных
слабым основанием и сильной кислотой процессу гидролиза -
обменного взаимодействия соли с водой, подвергаются катио-
ны соли. При этом образуется слабое основание и в растворе 
6.2.17. Произведение растворимости MgS при 250 С равно 2.10-15.
        Образуется ли осадок MgS при смешении равных объемов
        0.004 н. Mg(NO3)2 и 0.0006 н. Na2S? Степени диссоциации
        этих электролитов принять равными единице.
        Решение. При смешении равных объемов растворов объем
        смеси стал в 2 раза больше, а концентрация каждого из рас-
        творенных веществ уменьшилась вдвое: концентрация нитрата
        магния стала 0.002 н., а концентрация сульфида натрия
        уменьшилась до 0.0003 н. Для определения концентрации
        ионов магния и сульфид- ионов необходимо перевести нор-
        мальную концентрацию смешиваемых растворов в молярную:
        [Mg2+]=С(Mg(NO3)2)=0.001М и [S2-]= С(Na2S)=0.00015 M.
        Произведение концентраций ионов магния сульфид – ионов:
        [Mg2+].[S2-]=10-3.1.5.10-4=1.5.10-7>ПРMgS. Осадок MgS образует-
        ся.
                               Гидролиз солей
6.2.18. Найдите степень гидролиза 0.001 н. раствора ацетата калия и
        рН этого раствора.
        Решение. Уравнение гидролиза соли:
          СН3СООК+Н2О↔СН3СООН+КОН.
        Применим закон действующих масс к этой реакции:
        К = ( CCH COOK СКОН)/( CCH COOH CH O ). Значение CH O в разбавленных
                 3              3       2                 2


        растворах можно считать постоянным. Обозначим произведе-
        ние К⋅ CH O через КГидр., тогда
                  2


        КГидр.=( CCH COOK ⋅СКОН) / CCH COOK .
                         3          3


        Концентрация образовавшейся при гидролизе кислоты равна
        концентрации ионов ОН-, КГидр.= С2ОН-/ CCH COOH . Из этого урав-
                                                      3


        нения найдем концентрацию ионов ОН-. С2ОН-= КГидр. CCH COO .   3
                                                                           −



        Для расчета константы гидролиза соли сильного основания и
        слабой кислоты применим формулу
        КГидр.= K H O /ККисл.=10-14/1.8.10-5=5.56⋅10-10.
                     2


        С2ОН-=5.56⋅10-10⋅10-3=55.6⋅10-14. СОН-=7.45⋅10-7. СН+= 10-14/7.5⋅10-
        7
          =1.32⋅10-8 моль/л. рН=-lgСН+=-lg(1.32⋅10-8) =7.9. Ответ: рН
        7.9.
6.2.19. Приведите примеры гидролиза солей: 1) по катиону, 2) по
        аниону.
         Решение. 1. При растворении в воде солей, образованных
        слабым основанием и сильной кислотой процессу гидролиза -
        обменного взаимодействия соли с водой, подвергаются катио-
        ны соли. При этом образуется слабое основание и в растворе
                                                                           83

Страницы