Напишите ионные и молекулярные уравнения реакций гидролиза солей

Типичные расчётные задачи

1.При какой температуре будет кипеть раствор 8,55 г сахарозы С₁₂Н₂₂О₁₁ в 100 г воды (эбуллиоскопическая постоянная Е=0,52)?

Повышение температуры кипения раствора по сравнению с растворителем:

ΔТ = Em, где m – моляльность раствора (моль/кг)

m = n(сахарозы)/m_воды

М(С₁₂Н₂₂О₁₁) = 342,3 г/моль

n = m/M = 8,55/342,3 = 0,025 моль

Масса воды m_воды = 0,1 кг

m = 0,025/0,1 = 0,25 моль/кг

ΔТ = 0,52·0,25 = 0,13

Раствор будет кипеть при температуре: Т = 100+0,13 = 100,13⁰С

Ответ: 100,13⁰С

2. Определите концентрацию ионов Н⁺ в 0,1-молярном растворе бромноватистой кислоты НОВr, если константа диссоциации этой кислоты

К_д= 2,1·10^-9.

Для слабых электролитов [H⁺] = [OBr^-] =

Подставим значения: [H⁺] = = 1,45·10^-5 моль/л

Ответ: 1,45·10^-5 моль/л

3. В 0,25 дм³ раствора КОН содержится 0,014 г данного основания. Вычислите величину рН данного раствора.

Для сильных электролитов C_m = [K⁺] = [OH^-]

Молярная концентрация равна C_m = n/V

М(KOH) = 56,1 г/моль

Количество моль n = m/M = 0,014/56,1 = 0,00025 моль

С_m = 0,00025/0,25 = 0,001 моль/л

[H⁺][OH^-] = 10^-14 => [H⁺] = 10^-14/[OH^-] = 10^-14/0,001 = 10^-11

рН = -lg[H+] = -lg10^-11 = 11

Ответ: рН = 11

4. Растворимость соли АВ₂ в воде равна 2,8·10^-3 г/дм³, а молярная масса – 56 г/моль. Для данной соли напишите реакцию гетерогенного равновесия и выражение для расчёта произведения растворимости (ПР) в общем виде Рассчитайте величину ПР.

АВ₂ = А²⁺ + 2В^-

Рассчитаем растворимость в моль/дм³.

2,8·10^-3/56 = 5,0·10^-5 моль/дм³

При растворении каждого моля АВ₂ в раствор переходят 1 моль ионов А²⁺ и 2 моль ионов В^-. Следовательно, в насыщенном растворе АВ₂

[A²⁺] = 5,0·10^-5 моль/дм³; [B^-] = 10^-4 моль/л

Выражение для расчета ПР в общем виде: ПР(АВ₂) = [A²⁺][B^-]²

ПР(АВ₂) = 5·10^-5· (10^-4)² = 5,0·10^-13

Ответ: 5,0·10^-13

 

Напишите ионные и молекулярные уравнения реакций гидролиза солей

K₂(СО₃) и Al(NO₃)₃. Приведите 3 способа уменьшения гидролиза этих солей. Рассчитайте рН растворов этих солей, если их концентрация равна 0,008 моль/л.

K₂CO₃ – соль слабой многоосновной кислоты и сильного основания. В этом случае анионы CO₃^2-, связывая водородные ионы воды, образуют анионы кислой соли HCO₃^-, а не молекулы H₂CO₃, так как ионы HCO₃^- диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы H₂CO₃. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза

CO₃^2- + H₂O = HCO₃^- + OH^-

Молекулярная форма

K₂CO₃ + H₂O = KHCO₃ + KOH

В растворе появляется избытой ионов OH^-, поэтому раствор K₂CO₃ имеет щелочную реакцию.

Чтобы уменьшить гидролиз, нужно: уменьшить количество воды; понизить температуру раствора; добавить в раствор щелочи (увеличить содержание гидроксид-ионов).

Соль Al(NO₃)₃ образована сильной кислотой HNO₃ и слабым основанием Al(OH)₃, следовательно, соль Al(NO₃)₃ гидролизуется по катиону Al³⁺. В водном растворе Al(NO₃)₃ диссоциирует по уравнению

Al(NO₃)₃ → Al³⁺ + 3NO₃^-

Катион Al³⁺, по которому гидролизуется соль, трехзарядный, поэтому гидролиз протекает по трем ступеням.

Первая ступень (молекулярное и ионно-молекулярное уравнения):

Al(NO₃)₃ + Н₂О → AlOH(NO₃)₂ + HNO₃

Al³⁺ + Н₂О → AlOH²⁺ + H⁺ (рН < 7)

Вторая ступень (молекулярное и ионно-молекулярное уравнения):

AlOH(NO₃)₂ + Н₂О → Al(OH)₂NO₃ + HNO₃

AlOH²⁺ + Н₂О → Al(OH)₂⁺ + H⁺ (рН < 7)

Третья ступень (молекулярное и ионно-молекулярное уравнения):

Al(OH)₂NO₃+ Н₂О → Al(OH)₃ + HNO₃

Al(OH)₂⁺ + Н₂О → Al(OH)₃ + H⁺ (рН < 7)

Накопление большого числа ионов Н⁺ при обычных условиях смещает равновесие в сторону образования AlOH²⁺ - иона, что практически подавляет гидролиз по второй и третьей ступени.

Чтобы уменьшить гидролиз, нужно: уменьшить количество воды; понизить температуру раствора; добавить в раствор сильной кислоты (увеличить содержание ионов водорода).

 

6. Электрод-проводник из свинца, покрытый плёнкой его нерастворимой соли PbSO₄, помещён в раствор серной кислоты. Определите тип данного электрода. Определите ох- и red-потенциалоопределяющие частицы, составьте электродную реакцию с их участием. В таблице найдите значение потенциала данной системы.

Pb/PbSO₄//H₂SO₄/H₂,Pt

В данном элементе соединены электрод II-рода (свинец, покрытый слоем PbSO₄) и газового электрода (водородного).

φ⁰_Н2/2Н+ = 0,0 В; φ⁰_Pb/Pb2+ = -0,13 В

Ионы водорода будут окислителем (катодом), а свинец восстановителем (анодом).

К: 2Н⁺ + 2е = Н₂

А: Pb – 2e = Pb²⁺

Pb + 2H⁺ = Pb²⁺ + H₂

 

 

7. Опишите процесс электролиза c учетом перенапряжения:

 

Электролит водный раствор - CuSO4 (рН = 3)

 

Электроды	Анод – Pt	Катод – Ag
Перенапряжение	η О2/Pt = +0,70 В	η H2/Ag = – 0,65 В
Электродные потенциалы	φ0 S2O82–/SO42– = +2,00 В	φ0 Cu2+/Cu0 = +0,34 B
φ0 Pt2+/Pt0 = +1,2 B
φО2/Н2О = 1,23 – 0,059рН + ηО2/Pt	φН+/Н2 = –0,059рН + ηH2/Ag

На аноде возможны реакции окисления:

Платины Pt – 2e = Pt²⁺ φ = +1,2 В

Воды 2Н₂О – 4е = О₂ + 4Н⁺ φ = 1,23 – 0,059·3 + 0,70 = 1,753 В

Сульфат-ионов: 2SO₄^2- - 2e = S₂O₈^2- φ = +2,00 В

Наименьшим электродным потенциалом обладает процесс окисления платины, поэтому на аноде будет протекать процесс: Pt – 2e = Pt²⁺

 

На катоде возможны реакции восстановления:

Меди Cu²⁺ + 2e = Cu φ = +0,34 В

Ионов водорода: 2Н⁺ + 2е = Н₂ φ = -0,059·3 – 0,65 = -0,827 В

Наибольшим электродным потенциалом обладает процесс восстановления ионов меди, поэтому на катоде будет протекать процесс: Cu²⁺ + 2e = Cu

 

Для выделения 1,21 г трехвалентного металла в течение 1 часа проводили электролиз раствора его соли при силе тока 3,6 А. Чему равна мольная масса этого металла?

По закону Фарадея: Э = mF/τI, где m – масса металла; F – число Фарадея; Э – эквивалентная масса металла; I – сила тока, А

Э = 1,21·96500/3600·3,6 = 9 г/моль

Т.к. металл трехвалентный, то мольная масса этого металла равна 3·9 = 27 г/моль

Ответ: 27 г/моль