15 Составьте уравнения реакций в ионном виде если на раствор

15. Составьте уравнения реакций в ионном виде, если на раствор, содержащий ионы Pb2+, Sn2+, Al3+, Zn2+, Cd2+, подействовали: а) избытком гидроксида натрия, б) избытком раствора аммиака.

А) избыток NaOH

Так как гидроксиды Pb2+, Sn2+, Al3+, Zn2+ обладают амфотерными свойствами, то они взаимодействуют с избытком щелочи (растворяются) с образованием комплексных соединений.

Pb2+
Pb2+ + 4OH- => [Pb(OH)4]2-

Sn2+
Sn2+ + 4OH- => [Sn(OH)4]2-

Al3+
Al3+ + 4OH‾ = [Al(OH)4]‾

Zn2+
Zn2+ + 4OH- => [Zn(OH)4]2-

Cd2+

Щелочь осаждает из растворов солей кадмия белый осадок Cd(OH)2, не растворимый в избытке щелочи (но растворимый в избытке раствора аммиака)
Cd2+ + 2ОH‾ = Cd(OH)2↓

Б) избыток раствора аммиака

Pb2+
Катионы свинца образуют с раствором аммиака гидроксид белого цвета, который не растворяется в избытке реагента:
Pb2+ + 2NH3 + 2H2O => Pb(OH)2↓+ 2NH4+

Sn2+
При действии избытка аммиака на ионы олова происходит образование осадка соответствующего гидроксида:
Sn2+ + 2NH3 + 2H2O => Sn(OH)2↓+ 2NH4+

Al3+
При действии избытка аммиака на ионы алюминия, олова происходит образование осадка соответствующего гидроксида:
Al3+ + 3NH3 + 3H2O = Al(OH)3↓+ 3NH4+

Zn2+
При действии избытка аммиака на ионы цинка образуется растворимый аммиачный комплекс [Zn(NH3)4]2+
(осадок Zn(OH)2 не образуются)

Zn2+ + 4NH3 => [Zn(NH3)4]2+

Cd2+
Cd2+ при действии избытка раствора аммиака образует бесцветные комплексные ионы [Cd(NH3)4]2+
Cd2+ + 4NH3 => [Cd(NH3)4]2+

24. Рассчитайте ионную силу растворов, содержащих в 1 л: а) 0,01 моль
калия хлорида КСl; б) 0,01 моль железа (III) FeCl3; в) 0,01 моль алюминия
сульфата Al2(SO4)3.
Ответ: 0,01; 0,06; 0,15

Ионная сила (I) раствора будет рассчитываться по формуле:

Смi – концентрация ионов
Zi2 — заряд иона в квадрате

а) 0,01 моль калия хлорида КСl;
KCl- сильный электролит, в растворе диссоциирует полностью
KCl => K+ + Cl-
1 моль 1 моль 1 моль

равновесная концентрация ионов будет:
[K+] = См(KCl) = 0,01 моль/л
[Cl-] = См(KCl) = 0,01 моль/л

Вычислим ионную силу:

б) 0,01 моль железа (III) FeCl3;

FeCl3- сильный электролит, в растворе диссоциирует полностью
FeCl3 => Fe3+ + 3Cl-
1 моль 1 моль 3 моль

равновесная концентрация ионов будет:
[Fe3+] = См(FeCl3) = 0,01 моль/л
[Cl-] = 3*См(FeCl3) = 3*0,01 = 0,03 моль/л

Вычислим ионную силу:

в) 0,01 моль алюминия сульфата Al2(SO4)3

сульфат алюминия 0,06М Al2(SO4)3.
Это сильный электролит, в растворе диссоциируют полностью

Al2(SO4)3 => 2Al3+ + 3SO42-
1 моль 2 моль 3 моль

равновесная концентрация ионов будет:
[Al3+] = 2*См(Al2(SO4)3 = 2*0.01 = 0,02 моль/л
[SO42-] = 3*См(Al2(SO4)3) = 3*0,01 = 0,03 моль/л

Вычислим ионную силу:

31. Рассчитайте рН буферного раствора, один литр которого содержит 0,1 моль уксусной кислоты и 0,01 моль ацетата натрия. Константа диссоциации уксусной кислоты Ка=1,74∙10-5; рКа=4,76.
Ответ: рН=3,76.

У нас ацетатный буфер, который образован слабой кислотой и ее солью.

Уравнение для расчета концентрации ионов Н+ :

Данное выражение называется иначе уравнением Гендерсона-Гассельбаха. Его можно использовать для вычисления рН любой кислотной буферной системы.
Подставляем:

44. Рассчитайте рН водного раствора метиламина CH3NH2 с концентрацией, равной 0,12 моль/л. Константа основности метиламина Кв=4,6∙10-3, рКв=3,34.
Ответ: 11,87.
метиламин –слабое основание
рН раствора слабого основания рассчитывается по формуле
рН = 14 – ½ рКb + ½ lgС
где С – концентрация, моль/л
Кb — константа диссоциации слабого основания
Подставляем значения:
рКb = 3,34
lg C = lg 0,12 = -0,92
pH= 14 — ½ · 3,34 + ½ ·(-0,92) = 11,87

47. Будет ли образовывать осадок сульфата кальция, если к 0,1 М раствору хлорида кальция добавить равный объем 0,1 М раствора серной кислоты?

Запишем уравнение реакции
CaCl2 + H2SO4 => CaSO4 ↓ + 2HCl
Рассчитаем концентрацию ионов после смешивания
Так как смешали одинаковый объем растворов, значит, после смешивания концентрация ионов уменьшилась в два раза и стала равна:
[Ca2+] = [SO42-] = моль/л = 0,05моль/л
Рассчитаем произведение концентрации ионов(ПК) образующегося малорастворимого электролита и сравним его с табличными данными (ПР)
ПК – произведение концентрации ионов
ПК = [Ca2+] * [SO42-]
ПК = 0,05 * 0,05 = 2,5·10-3
ПР CaSO4 ( табличные данные) = 1,3 * 10-4

У нас произведение концентраций ионов (ПК) больше произведения растворимости (ПР)
ПК > ПР
Осадок будет выпадать, если произведение концентраций (ПК) окажется больше, чем значение ПР малорастворимой соли
Так как у нас ПК больше ПР, значит осадок БУДЕТ выпадать .

62. Рассчитать равновесную концентрацию ионов серебра в растворе,
содержащем 0,001 моль/л нитрата серебра и 0,102 моль/л цианида калия.

У нас происходит реакция между нитратом серебра и цианидом калия в результате которой образуется комплекс.

AgNO3 + 2KCN => K[Ag(CN)2] + K(NO3)
Ag+ + 2CN- => [Ag(CN)2]- + CN-

Далее в водном растворе образовавшийся комплекс сначала диссоциирует как сильный электролит:
K[Ag(CN)2] => K+ + [Ag(CN)2]-

Образовавшийся комплексный ион далее диссоциирует как слабый электролит .
[Ag(СN)2]+ Ag+ + 2CN-
Который характеризуется Кн( константой нестойкости )
Кн = Ag+*[CN- ]2[Ag(CN)2 ]+ => [Ag+] = Кн*[Ag(CN)2 ]+ [CN-]2

Кн = 9,3 * 10-8 ( табличные данные)

[Ag(CN)2]+ так как диссоциирует очень малое количество комплексной частицы, то считается, что концентрация комплексной частицы равна концентрации нитрата серебра (0,001 моль/л)

Теперь рассчитаем, какое количество цианид- ионов у нас будет в растворе. Изначально было [CN-] =0,102 моль
На образование комплекса у нас израсходовалось 0,002 моль цианид –ионов, зачит в растворе осталось:
[CN-] = 0,102-0,002=0,1 моль/л
При этом то количество цианид-ионов, которое образуется при диссоциации комплексной частицы мы не учитываем, так как эта величина ОЧЕНЬ мала, по сравнению с 0,1 моль/л

[Ag+] = Кн*[Ag(CN)2 ]+ [CN-]2

Подставляем в уравнение расчета равновесной концнетрации:

[Ag+] = 9.3*10-8*0,001 (0.1)2 = 9.3*10-9

86. Рассчитать рН в растворе, полученном при сливании 40 мл 0,05 М
раствора уксусной кислоты и 20 мл 0,1 М раствора гидроксида калия. Какова степень гидролиза полученного раствора соли? Чему равен pH раствора?

При сливании двух растворов происходит реакция

CH3COOH + KOH => CH3COOK + H2O
Происходит реакция нейтрализации и рН раствора будет определяться в зависимости от того реагента, который был в избытке.
-рассчитаем количество вещества уксусной кислоты
ν(кислоты) = C * V 40 мл = 0,04л
ν(кислоты) = 0,05 моль/л * 0,04л = 0,002 моль

-рассчитаем количество вещества гидроксида калия
ν(щелочи) = C * V 20 мл = 0,02 л
ν(щелочи ) = 0,1моль/л * 0,02л = 0,002 моль

-определим что в недостатке, избытке.
так как по уравнению у нас кислота реагирует с щелочью 1:1,
а по расчетам ν(кислоты) = 0,002 моль и ν(щелочи ) = 0,002 моль
получается что у нас нет избытка и недостатка. Значит, у нас кислота и щелочь полностью прореагировали и тогда рН раствора будет складываться в результате гидролиза образовавшейся соли.

-определим молярную концентрацию полученной соли
По уравнению реакции у нас получилось 0,002 моль соли. Найдем ее молярную концентрацию.
У нас слили 40 мл кислоты и 20 мл щелочи, значит, полученный объем раствора будет 40+20 =60 мл или 0,06 л

Эта соль образована сильным основанием и слабой кислотой.

CH3COOK+ H2O CH3 COOH + KOH
CH3COO– + H2O CH3 COOH +OH–

Определим константу гидролиза соли

Рассчитаем рН
CH3COO– + H2O CH3 COOH +OH–
В соответствии с уравнением реакции Кг можно выразить через равновесные концентрации:

Так как [OH-] = [CH3COOH] , то тогда

И отсюда:
рОН = -lg[OH-]

рН +рОН =14 ,значит рН = 14 – рОН

С = 0,033 моль/л

рОН = -lg 4,35*10-6
рОН = 5,4
рН = 14 – 5.4 = 8.6
среда щелочная

Рассчитаем степень гидролиза α
Степень гидролиза α  показывает долю прогидролизовавшихся молекул и рассчитывается по формуле: 

103. Рассчитайте рН водного 0,33-%го раствора азотной кислоты HNO3.
Плотность раствора принять равной единице. Ответ: 1,35.
Азотная кислота –сильный электролит. В растворе диссоциирует полностью
HNO3 => H + + NO3-
Так как при диссоциации 1 моль HNO3 образуется 1 моль [H+] ,
значит [H+] = См (HNO3)
Необходимо рассчитать молярную концентрацию 0,33% раствора азотной кислоты
0,33% раствор – это значит, что в 100 г раствора содержится 0,33 г азотной кислоты
У нас получается 100 г раствора
Так как плотность раствора по условию =1 г/мл, это будет 100 мл или 0,1л
Масса вещества равна 0,33 г
Молярная концентрация ( См) показывает отношение числа молей вещества к объему раствора

ν – количество вещества, определяемое:

m — масса вещества, г
M- молярная масса вещества, г/моль
M(НNО3) = 1*1 + 1 * 14 + 3*16 = 63 г/моль
V- объем раствора, л. У нас 0,1л
И тогда

Подставляем :

[H+] = 0,05 моль/л
рН = -lg[H+]
рН = -lg 0,05
рН =1,3
ОТВЕТ: рН 0,33% раствора азотной кислоты равен 1,3

1. По каким принципам объединяют вещества в аналитические группы?
Групповые реагенты и группы катионов в кислотно-основном методе анализа.

Систематический анализ — это полный (подробный) анализ исследуемого объекта, который проводится путем разделения всех компонентов в пробе на несколько аналитических групп в определенной последовательности. Деление на группы идет на основе сходства (внутри группы) и различия (между группами) аналитических свойств компонентов. В выделенной группе анализа применяется ряд последовательных реакций разделения, пока в одной фазе останутся лишь компоненты, дающие характерные реакции с селективными реагентами
Разработано несколько аналитических классификаций катионов и анионов на аналитические группы, в основе которых лежит применение групповых реагентов (т.е. реагентов для выделения в конкретных условиях целой группы ионов). Группповые реагенты в анализе катионов служат как для обнаружения, так и для разделения, а в анализе анионов — только для обнаружения.
Групповыми реагентами в качественном анализе катионов являются кислоты, сильные основания, аммиак, карбонаты, фосфаты, сульфаты щелочных металлов, окислители и восстановители. Объединение веществ в аналитические группы основано на использовании сходства и различий в их химических свойствах. К наиболее важным аналитическим свойствам относятся способность элемента образовывать различные типы ионов, цвет и растворимость соединений, способность вступать в те или иные реакции.
Групповые реагенты выбирают из общих реактивов, поскольку необходимо, чтобы групповой реагент выделял относительно большое число ионов. Основной способ разделения — осаждение, т.е. деление на группы, основано на различной растворимости осадков катионов в определенных средах.
Помимо указанного общего подхода, при выборе групповых реагентов исходят из значений произведений растворимости осадков, так как, варьируя условия осаждения, можно разделить вещества из группы действием одного и того же реагента.
Наибольшее распространение получила кислотно-ocновная классификация катионов. Достоинства кислотно-основного метода систематического анализа:
а) используются основные свойства элементов — их отношение к кислотам, щелочам;
б) аналитические группы катионов в большей степени соответствуют группам периодической системы элементов Д.И. Менделеева;
в) значительно сокращается время проведения анализа по сравнению с сероводородным методом. Исследование начинают с предварительных испытаний, в которых устанавливают рН раствора по универсальному индикатору и обнаруживают ионы NH4, Fe3+, Fe2+специфическими и селективными реакциями.

При систематическом ходе анализа ионы на первом этапе выделяют из сложной смеси не поодиночке, а целыми группами, пользуясь их одинаковым отношением к действию некоторых реагентов, называемых групповыми реагентами. Основной задачей группового аналитического реагента является:
а) определение в анализируемом растворе катионов соответствующей аналитической группы;
б) отделение катионов определённой группы от катионов других аналитических групп.

Групповой реагент, в общем случае, должен удовлетворять следующим требованиям:
— групповой реагент должен осаждать отделяемые ионы практически полностью, то есть их концентрация в растворе после осаждения не должна превышать 10-6 моль/л;
— полученный после действия группового реагента осадок должен легко переводиться в раствор (растворятся в кислотах, щелочах, растворах комплексообразователей и т.д.);
— избыток группового реагента не должен мешать обнаружению ионов, оставшихся в растворе.
Дальнейшее разделение и обнаружение ионов проводят внутри групп.

Существует несколько методов систематического анализа катионов в зависимости от применения групповых реагентов:
а) сульфидный (сероводородный) метод, групповые реагенты в котором – сероводород и сульфид аммония
б) аммиачно-фосфатный метод, групповой реагент – смесь (NH4)2HPO4 + NH3
в) кислотно-основной метод, групповые реагенты – кислоты(HCl, H2SO4), основания (NaOH, KOH, NH3∙H2O)
В химии чаще применяется кислотно-основной метод, основанный на разной растворимости гидроксидов и некоторых солей, образованных этими катионами (хлоридов, сульфатов)

Таблица 1. Кислотно — основная классификация катионов
№ группы Групповой реагент Катионы
1 Нет. Хлориды, сульфаты и гидроксиды растворимы в воде Na+; K+; NH4+
2 HCl Хлориды не растворяются в воде и кислотах .
Ag+; Pb2+ Hg22+
3 H2SO4 Сульфаты не растворяются в воде, кислотах и щелочах. Ca2+ Sr2+ Ba2+
4 NaOH Гидроксиды не растворяются в воде, растворяются и в кислотах, и щелочах. Zn2+ Al3+ Cr3+ Sn2+ Sn(IV); As(III); As(V);
5 NaOH Гидроксиды не растворяются в воде, в аммиаке и щелочах. Mn2+ Mg2+ Fe2+ Fe3+ Bi3+ Sb(III); Sb(V)
6 NH3 Гидроксиды не растворяются в воде, избытке щелочи, растворяются в аммиаке, образуют аммиакаты. Cu2+ Cd2+ Ni2+ Co2+ Hg2+

50. Рассчитать константу, степень гидролиза и рН 0,06 М раствора карбоната натрия. Что надо сделать, чтобы усилить гидролиз?
Для начала распишем ступени гидролиза данной соли и найдем константу гидролиза для каждой ступени.
Эта соль образована сильным основанием и двухосновной слабой кислотой. Гидролиз солей, образованных многоосновными слабыми кислотами, проходит ступенчато:

I ступень:
Na2CO3+ H2O NaHCO3 + NaOH
12992106286500CO32– + H2O HCO3– +OH–
Кгид = [ HCO3-]*[ OH-] CO32-

Умножаем числитель и знаменатель правой части формулы на концентрацию катионов водорода и получаем формулу для вычисления К гидролиза по справочным данным

К1гид = HCO3-* OH-*[H+] CO32- *[H+] К1гид = KωK HCO3-
К1 гидролиза = KwK2дис =1·10-144,8 · 10-11=2,08*10-4

II ступень:
NaHCO3+ H2O H2CO3 + NAOH
HCO3– + H2O H2CO3 + OH–
Кгид = [ H2CO3]*[ OH-] HCO3-
Умножаем числитель и знаменатель правой части формулы на концентрацию катионов водорода и получаем формулу для вычисления К гидролиза по справочным данным
К2гид = H2CO3* OH-*[H+] HCO3- *[H+] К2 гид = KωK H2CO3
К2 гидролиза = KwK1 дис =1·10-144,5 · 10-7=2,2·10-7

Из приведенных уравнений видно, что т. к. K2д<< K1д , то K1гидр > K2гидр т. е. гидролиз сильнее происходит по первой ступени, а по второй практически не происходит, поэтому при расчете рН раствора таких солей пренебрегают количеством ионов ОН-, образовавшихся по второй ступени по сравнению с их количеством, образованным по первой ступени гидролиза.
Поэтому расчет произведем только по первой ступени

Рассчитаем рН
CO32– + H2O HCO3– +OH

В соответствии с уравнением реакции Кг1 можно выразить через равновесные концентрации:

Так как [OH-] = [HCO3-] , то тогда

И отсюда:

рОН = -lg[OH-]

рН +рОН =14 ,значит рН = 14 – рОН

С = 0,06 моль/л

рОН = -lg 3,5*10-3
рОН = 2,45
рН = 14 — 2,45 = 11,55
среда щелочная

Рассчитаем степень гидролиза α
Степень гидролиза α  показывает долю прогидролизовавшихся молекул и рассчитывается по формуле: 

Усиление гидролиза:

Чтобы усилить гидролиз соли, образованной анионом слабой кислоты и катионом сильного основания , необходимо связать свободные ионы гидроксила, получающиеся в процессе гидролиза
Прибавление кислоты приводит к нейтрализации основания и динамическое равновесие сдвигается вправо, т. е. гидролиз усиливается.
С разбавлением растворов солей степень гидролиза, как правило, увеличивается. Значит необходимо разбавить раствор (добавить воду)
Нагревание также способствует усилению гидролиза, так как гидролиз – эндотермическая реакция, поэтому по правилу Ле-Шателье при увеличении температуры равновесие сместится в сторону эндотермической реакции.  

ОТВЕТ: Кг = 2,08*1043
рН = 11,55
α = 0,058 ( степень гидролиза)

ЛИТЕРАТУРА:

1  Алексеев В. Н. Количественный анализ. — М.:Химия, 1972.-504 с.

2  Васильев В. П. Аналитическая химия — М.: Высшая школа, 1989. — Ч.1.320 с.

3  Крешков А. П. Основы аналитической химии. – М.: Химия, 1965. — Т. 2.-554 с.

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

5  Основы аналитической химии/ Под ред. Ю. А. Золотова: в 2 кн. Кн. 2 – М.: Высшая школа, 1996. – 462 с.

    

Рейтинг
( Пока оценок нет )
Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!:

1 × один =

Этот сайт использует Akismet для борьбы со спамом. Узнайте как обрабатываются ваши данные комментариев.

Adblock detector