Решение типовых задач

Пример 1. Рассчитайте K_г, h_г, pH 0,01М раствора гипохлорита натрия. К_α(HClO) = 2,95 · 10^–8.

Решение:

Гипохлорит натрия — соль образована сильным основанием NaOH и слабой кислотой HClO, следовательно, она подвергается гидролизу по аниону.

1. Запишем уравнение гидролиза: ClO^– + H₂O ↔ HClO + OH^–.

2. Рассчитаем константу гидролиза:

3. Определим степень гидролиза соли:

4. Найдем концентрацию ОН^–: из уравнения реакции гидролиза видно, что [HClO] = [OH^–]

 

  [OH^–] = h_r · C(NaClO) = 5,8 · 10^–3∙10^-2=5,8∙10^-5;  

pOH = – lg(5,8 · 10^–5) = 4,23;

pH = 14 – 4,25 = 9,77.

Применив расчетную формулу, также можно вычислить рН данного раствора:

рН = 7 – ½ lg (2,95 · 10^–8) +1/2 lg10^–2 = 7 + 3,77 – 1 = 9,77.

 

Пример 2. рН раствора ацетата натрия CH₃COONa равно 9,50. Рассчитайте С_м, K_г, h_г соли.

Кα(CH₃COOН) = 1,76 · 10^–5.

Решение:

Соль ацетат натрия образована сильным основанием NaOH и слабой кислотой CH₃COOН, следовательно, гидролизу подвергается по аниону.

1. Запишем уравнение гидролиза:

CH₃COO^– + Н₂О ↔ CH₃COOН + ОН^–.

2. Определим концентрацию соли, используя значение рН данного раствора:

 обозначим [CH₃COONa] = х моль/л,

0,24 = lgx,        x = 1,74 моль/л.

моль/л.

3. Рассчитаем константу и степень гидролиза:

                

       

 

 

Пример 3. Вычислите рН раствора, полученного при растворении 5,35 г хлорида аммония в 1 л H₂O. K_в(NH₃∙Н₂О) = 1,75 · 10^–5.

Решение:

Хлорид аммония — соль, образованная сильной кислотой HCl и слабым основанием NH₃∙Н₂О, следовательно, гидролизуется по катиону.

1. Запишем уравнение гидролиза в ионной форме:

 NH₄⁺ + H₂O Û NH₃ + H₃O⁺.

2. Рассчитаем молярную концентрацию хлорида аммония:

3. Находим концентрацию катионов водорода:

               

рН = –lg7,56 · 10^–6 = 5,10.

 

Пример 4. Вычислите степень гидролиза и константу гидролиза  бромида аммония в 0,10М растворе, рН которого равен 5.

 Кв = 1,75 · 10^–5.

Решение:

1. Запишем ионное уравнение гидролиза: NH₄⁺ + H₂O ↔ NH₃ + H₃O⁺.

2. Определим концентрацию ионов водорода в растворе соли:

рН = 5,00;    [H⁺] = 10^–5 моль/л.

3. Рассчитаем степень гидролиза бромида аммония:

[NH₃] = [H⁺], тогда h_г =

4. Константу гидролиза рассчитаем согласно уравнении.

Зная константу ионизации слабого электролита и ионное произведение воды, запишем:

 

Пример 5. Рассчитайте константу диссоциации (К_α) азотистой кислоты, если концентрация раствора нитрита калия равна 1 · 10^–3 моль/л, рН раствора соли равен 7,15.

Решение:

1. Запишем уравнение гидролиза: NO₂^– + H₂O Û HNO₂ + OH^–.

2. [HNO₂] = [OH^–],  следовательно?

    (I)?

3. Среда раствора при гидролизе этой соли определяется наличием в растворе гидроксильных групп. рН + рОН = 14, тогда рОН = 14 – рН, рОН = 14 – 7,15 = 6,85,     рОН = –lg[OH^–]     [OH^–] = 1,4 · 10^–7 моль/л.

4. Рассчитаем константу диссоциации слабого протолита (HNO₂); подставить в формулу (I) численные значения.

 

Пример 6. Во сколько раз надо изменить концентрацию 0,1М раствора ацетата натрия (CH₃COONa), чтобы степень гидролиза соли удвоилась?

Решение:

Степень гидролиза любого растворенного вещества увеличивается при уменьшении концентрации раствора, значит, раствор следует разбавить, добавив воды.

При уменьшении концентрации С_с в х раз степень гидролиза увеличивается в  раз Û чтобы h_r удвоилась, раствор нужно разбавить в 4 раза.

 

Пример 7. Оцените рН 1,0М раствора гидросульфита калия (KHSO₃).

Решение:

1. Гидросульфит калия в растворе полностью диссоциирован на ионы:

KHSO₃ → К⁺ + HSO₃^–.   K_I = 1,6 ·10^-2

 

2. Ионы HSO₃^– участвуют в двух равновесиях:

— диссоциации по второй ступени: HSO₃^– + H₂O Û Н₃О⁺ + SO₃^2–,

К_II = 6 · 10^–8;

—гидролиза: HSO₃^– + H₂O Û H₂SO₃ + OH^–,

Если К_ll > K_r, то реакция среды практически полностью определяется равновесием диссоциации иона HSO₃^–.

 Равновесная концентрация [H⁺] = 𝑎· С_м   при С = 1 моль/л.   [H⁺] = 2,4 · 10^–4 моль/л,

 

рН = –lg[H⁺] = –lg (2,40 · 10^–4) = 3,60.

 

Контрольные вопросы

1. В чем состоит различие между гидратацией иона и гидролизом иона?

2. Как влияет на глубину протекания гидролиза соли заряд катиона и его радиус?

3. Какие факторы влияют на степень гидролиза соли?

4. Расположите перечисленные катионы в ряд по возрастанию способности к гидролизу: Al³⁺, Cr³⁺, Fe³⁺.

5. В какой цвет окрасится каждый из растворов  К₂СО₃ и NH₄Cl  при добавлении следующих индикаторов:

а) метилового оранжевого;

б) фенолфталеина?

Напишите реакции гидролиза этих солей.

6. Напишите уравнения реакций гидролиза следующих солей: сульфат меди (II), карбонат аммония, фосфат натрия, хлорид железа (III).

7. Укажите реакцию среды   водных растворов следующих солей:

а) иодид калия, бромид аммония, сульфид натрия;

б) дигидрофосфат калия, нитрат калия, цинкат натрия;

в) хлорид хрома (III), хлорид бария, сульфат калия.

8. Какие условия необходимо создать, чтобы подавить гидролиз сульфата железа (II)?

9. Как изменится степень гидролиза цианида натрия при добавлении к раствору:

а) гидроксида натрия;

б) хлороводородной кислоты?

10. Почему гидролиз сульфида хрома (III) идет необратимо? Ответ подтвердите уравнением реакции.

11. При взаимодействии растворов Fe₂(SO₄)₃ и K₂CO₃ выпадает осадок гидроксида железа (III)? Дайте пояснения, напишите реакции.

12. При равных концентрациях солей степень гидролиза какой соли больше: NH₄NO₂ или NH₄СN? Ответ подтвердите расчетами.

13. В какой последовательности уменьшаются значения рН водных растворов приведенных ниже солей с одинаковой молярной концентрацией:

а) нитрит калия;

б) нитрат калия.

в) сульфат меди (II)

14. Какую реакцию среды (кислую, нейтральную, щелочную) имеют водные растворы следующих солей:

а) цианид аммония;

б) ацетат аммония;

в) фторид аммония.