Атомно-молекулярное учение. Основные понятия и законы химии

Например: гипс CaSO4·2H2O, медный купорос CuSO4·5H2O 

 

a) К раствору ортофосфорной кислоты объемом 100 см3 добавили раствор объемом 300 см3 с эквивалентной концентрацией гидроксида калия, равной 0,3 моль/дм3. Рассчитайте молярную концентрацию кислоты в исходном растворе, если в результате реакции образовалась средняя соль.

 

Дано:

V(H3PO4) = 100 см3 = 0,1 л

V(KOH) = 300 см3 = 0,3 л

С(KOH) = 0,3 моль/л

------------------------

С(H3PO4) = ?

Решение

H3PO4 + 3KOH → K3PO4 + H2O

Сэкв = nэкв/V

nэкв(KOH) = C(KOH)∙V

nэкв(KOH) = 0,3∙0,3 = 0,09 моль

n(H3PO4) = 1/3n(KOH)

n(H3PO4) = 1/3∙0,09 = 0,03 моль

Сэкв(Н3РО4) = 0,03/0,1 = 0,3 моль/л

Так как fэкв(Н3РО4) =1/3, то молярная концентрация ортофосфорной кислоты будет на 1/3 меньше, т.е С(H3PO4) = 1/3 Сэкв(Н3РО4) = 0,1 моль/л

Ответ: молярная концентрация ортофосфорной кислоты в исходном растворе равна 0,1 моль/л.

 

 

б) Рассчитайте объем раствора серной кислоты с массовой ее долей, равной 60 % (плотность раствора – 1,50 г/см3), необходимый для приготовления нового раствора объемом 1,5 дм3 с эквивалентной концентрацией кислоты, составляющей 2,5 моль/дм3. Чему равна массовая концентрация кислоты в приготовленном растворе?

 

Дано:

W(H2SO4) = 60%

ρ(H2SO4) = 1,50 г/см3

V2(H2SO4) = 1,5 дм3

Сэкв(H2SO4) = 2,5 моль/дм3

-------------------------------------

V1(H2SO4) =?

Сm(H2SO4) =?

Решение

Сэкв = nэкв/V

nэкв(H2SO4) = Сэкв∙V

nэкв(H2SO4) = 2,5∙1,5 = 3,75 моль∙экв

 

nэкв= m/Мэкв

Мэкв(H2SO4) = 98∙½ = 49 г/моль

m(H2SO4) = 3,75∙49 = 183,75 г

так как массовая доля кислоты 60% и равна 183,75 г, тогда масса раствора кислоты 100% составляют 306,25 г.

зная массу раствора кислоты, рассчитаем объем этого раствора:

ρ= m/V

V(H2SO4) = 306,25/1,50 = 204 см3

Сm = m(в-ва)/V(р-ра)

Сm (H2SO4) = 183,75 /1,5 = 122,5 г/л

Ответ: массовая концентрация кислоты в приготовленном растворе равна 122,5 г/л, объем раствора равен 204 см3

 

 

 

 Тема VII. Электролитическая диссоцияция. Водородный показатель

 

0. Сформулируйте закон разбавления В. Оствальда и объясните его суть. Для каких электролитов он применим?

 

Рассмотрим слабый электролит, диссоциация которого выражается:

АВ ↔ А+ + В-

Пусть С – концентрация электролита, α – степень диссоциации, С∙α – концентрация каждого из ионов, С(1-α) – концентрация молекул, которые не диссоциировали.

Тогда выражение константы диссоциации КД будет иметь вид:

             С∙α∙С∙α      С∙α2

КД =  ------------- = --------

            С∙(1-α)        1-α    

 

Полученное выражение называется законом Оствальда.

Для разбавленных растворов, если α << 1, то КД = С∙α2, откуда

.

Полученное выражение показывает, что степень диссоциации возрастает при разбавлении, и выражает закон разбавления Оствальда. Закон применим для слабых электролитов.

 

а) Составьте в молекулярной и ионно-молекулярных формах уравнения реакций взаимодействия в водных растворах следующих веществ: сульфита кальция и оксида серы (IV); аммиака и нитрата железа (III); гидроксида рубидия и оксида цинка.

 

CaSO3 + SO2 + H2O → Ca(HSO3)2

CaSO3 + SO2 + H2O → Ca2+ + 2HSO32-

3NH4OH + Fe(NO3)3 →  3NH4NO3 + Fe(OH)3↓

3OH- + Fe3+ → Fe(OH)3↓

 

2RbOH + ZnO → Rb2ZnO2 + H2O

 2OH- + ZnO → ZnO22- + H2O   

             

б) Оксид углерода(IV) объемом 0,112 дм3 (н. у.) растворили в воде объемом 500 см3, при этом СО2 прореагировал лишь на 10 %. Рассчитайте значение рН приготовленного раствора приняв во внимание только первую стадию диссоциации угольной кислоты. КI(H2CO3) = 4,5·10 – 7.

 

Дано:

V(CO2) = 0,112 дм3

V(H2O) = 500 см3

γ(CO2) = 10%

КI(H2CO3) = 4,5·10 – 7

-----------------------------------

рН = ?

Решение

СО2 + Н2О → Н2СО3

Найдем количество СО2, которое прореагировало в с водой:

n= V/Vm

n(CO2) = 0,112/22,4 = 0,005 моль, так как прореагировало 10%, то n(CO2) = 0,005∙0,1 = 0,0005 моль

по уравнению реакции:

n(CO2) = n(Н2СО3) = 0,0005 моль

концентрация образовавшейся кислоты:

С(Н2СО3) = n(Н2СО3)/Vр-ра

С(Н2СО3) = 0,0005/0,5112 = 0,001 моль/л

Кислота диссоциирует по уравнению:

Н2СО3 ↔ Н+ + НСО3-

         [Н+ ][НСО3-]             [H+]2

Кд = --------------------  = ----------------

          [Н2СО3]                 [Н2СО3]

 

[H+]2 = Кд∙[Н2СО3]

[H+] = ½ Кд∙[Н2СО3]

[H+] = ½∙4,5·10 – 7∙0,001 = 4,5∙10-10 моль/л

рН = -Log[H+]

pH = - Log 4,5∙10-10 = 4,67

 

Ответ: рН раствора равен 4,67

 

  Тема VIII. Гидролиз солей

 

10. Какова связь между концентрацией, константой и степенью гидролиза соли, образованной однозарядным катионом и анионом? Как зависят константа и степень гидролиза соли от температуры раствора?

 

Связь константы гидролиза со степенью гидролиза и концентрацией выводится подобно закону разбавления Оствальда и записывается так: 

АВ + НОН ↔ АОН + ВН

 

             С∙αг∙С∙αг      С∙αг2

Кг =  ------------- =   --------

            С∙(1-αг)        1-αг    

 

С – концентрация соли, αг – степень гидролиза, С∙αг – концентрация каждого из ионов, С(1-αг) – концентрация молекул, которые не подверглись гидролизу.

Для малых значений αг

 

Из этой формулы видно, что степень гидролиза возрастает с уменьшением концентрации гидролизующегося иона.

Поскольку реакция гидролиза эндотермическая, то повышение температуры смещает равновесие в системе вправо, степень гидролиза возрастает.

 

а) Какова среда водных растворов следующих солей: сульфид аммония; нитрат бария; сульфат хрома(III), силикат рубидия. Напишите в молекулярной и в ионно-молекулярных формах уравнения соответствующих реакций. При необходимости ответ подтвердите расчетами.

 

Сульфид аммония – (NH4)2S, соль образована катионом слабого основания и анионом слабой кислоты. Гидролиз идет по катиону и аниону:

(NH4)2S ↔ 2NH4+ + S2-

По аниону:

S2- + HOH →HS- + OH-

HS- +HOH → H2S + OH-

------------------------------------------

S2- + 2HOH → H2S + 2OH-

По катиону:

NH4+ + HOH → NH4OH + H+

(NH4)2S + 2HOH ↔ 2NH4OH + H2S

рН = 7 - ½рКосн + ½рКкисл

рН = 7 - ½∙9,21 + ½∙6,89 = 5,8 среда кислая

 

Cульфат хрома(III) – Сr2(SO4)3, соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, гидролиз идет по катиону:

1ст. Cr3+ + HOH →CrOH2+ + H+

2ст. CrOH2+ +НОН →Cr(OH)2+ + H+

3ст. Cr(OH)2+ +НОН →Cr(OH)3 + H+

-------------------------------------------------

Cr3+ + 3HOH → Cr(OH)3 + 3H+

Сr2(SO4)3 + 6HOH → 2Cr(OH)3 + 3H2SO4

В растворе избыток ионов Н+, которые дают кислую реакцию среды, рН<7.

 

Силикат рубидия – Rb2SiO3 – соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, гидролиз идет по аниону:

 

Rb2SiO3 ↔ 2Rb+ + SiO32-

1 ст. SiO32- + HOH ↔ HSiO3- + OH-

2 ст. HSiO3- + НОН ↔ H2SiO3 + OH-

SiO32- + 2HOH ↔ H2SiO3 + 2OH-

Rb2SiO3 + 2HOH ↔ H2SiO3 + 2RbOH

В растворе избыток ионов ОН-, которые обуславливают щелочную среду, рН>7.

 

 

 

 

Тема IX. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

 

0. Как в зависимости от положения в ряду стандартных электродных потенциалов изменяются восстановительные свойства простых веществ металлов и окислительные свойства их катионов в водных растворах? Какие факторы определяют положение металлов в этом ряду?

 

Если пластинку металла, погруженную в раствор его соли с концентрацией ионов металла, равной 1 моль/л, соединить со стандартным водородным электродом, то получится гальванический элемент. Электродвижущая сила этого элемента (ЭДС), измеренная при 25 °С, и характеризует стандартный электродный потенциал металла, обозначаемый обычно как Е°.

Стандартные потенциалы электродов, выступающих как восстановители по отношению к водороду, имеют знак “-”, а знак “+” имеют стандартные потенциалы электродов, являющихся окислителями.

Металлы, расположенные в порядке возрастания их стандартных электродных потенциалов, образуют так называемый электрохимический ряд напряжений металлов: Li, Rb, К, Ва, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.

Ряд напряжений характеризует химические свойства металлов:

1. Чем более отрицателен электродный потенциал металла, тем больше его восстановительная способность.

2. Каждый металл способен  вытеснять (восстанавливать) из растворов  солей те металлы, которые стоят  в электрохимическом ряду напряжений  металлов после него.

3. Все металлы, имеющие  отрицательный стандартный электродный  потенциал, т. е. находящиеся в электрохимическом  ряду напряжений металлов левее  водорода, способны вытеснять его  из растворов кислот.

4. При перемещении слева направо возрастает окислительная способность катионов  Mez+ ,  а  при  движении  справа налево  возрастает восстановительная способность металлов Me0 .

 

 

Методом электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнениях следующих реакций:

а) CuI + H2SO4 (конц.) CuSO4 + S + I2 + H2O;

б) AlBr3 + Al(BrO3)3 + HCl → Br2 + AlCl3 + H2O;

в) PCl3 + Na2CO3 + H2O PH3 + Na2HPO4 + CO2 + NaCl.

Укажите окислители и восстановители, определите тип каждой ОВР.

 

а) CuI + H2SO4 (конц.) CuSO4 + S + I2 + H2O

2I2- -2℮ → I2                                    3 восстановитель

SO42- + 8H+ + 6℮ → S0 + 4H2O       1 окислитель

6I2- + SO42- + 8H+ → 3I2 + S + 4H2O

3CuI + 4H2SO4 (конц.) 3CuSO4 + S + I2 + 4H2O;

Тип реакции: межмолекулярная ОВР

 

б) AlBr3 + Al(BrO3)3 + HCl → Br2 + AlCl3 + H2O

6Br- - 6℮ → 3Br20                                    3 восстановитель

6BrO3- + 24H+ + 18℮ → 3Br20 + 12H2O   1 окислитель

18Br- + 6BrO3- + 24H+ → 9Br20 + 3Br20 + 12H2O

9Br- + 3BrO3- + 12H+ → 6Br20  + 6H2O

3AlBr3 + Al(BrO3)3 + 12HCl → 6Br2 + 4AlCl3 + 6H2O

Тип реакции: реакция внутримолекулярного окисления-восстановления

 

в) PCl3 + Na2CO3 + H2O PH3 + Na2HPO4 + CO2 + NaCl.

P+3 + 6℮ → P-3      1 окислитель

P+3 - 3℮ → P+6      2  восстановитель

P+3 + 2P+3 → P-3 + 2P+6

3PCl3 + 5Na2CO3 + 3H2O PH3 + 2Na2HPO4 + 5CO2 + 6NaCl

Тип реакции: диспропорционирования.

 

Тема Х. Водород. Галогены

 

0. Охарактеризуете кислотные и окислительно-восстановительные  свойства хлороводородной (соляной) кислоты.

 

1. Реагирует с оксидами металлов, в результате образуется соль и вода:

СuO + 2HCl → CuCl2 + H2O

CuO + 2H+ → Cu2+ + H2O

 

2. Реагирует с нерастворимыми основаниями и со щелочами. Это реакция нейтрализации. В результате образуется соль и вода:

НСl + NaOH = NaCl + Н2O

Н- + ОН- = Н2O

2НСl + Сu(ОН)2 = CuCl2 + 2Н2О

2H+ + Сu(ОН)2 = Сu2+ + 2Н2O

 

3. Реагирует с солями менее сильных кислот, в результате образуется новая соль и кислота:

2НСl + Na2CO3 = 2NaCl + Н2О + СО2

2Н+ + СO32- = Н2О + СО2

 

4. В хлороводородной кислоте хлор проявляет отрицательную степень окисления, поэтому НСl является восстановителем в окислительно-восстановительных реакциях:

4HCl + MnO2 → MnCl2 + Cl2 + 2H2O

2Cl- - 2℮ → Cl20          1   восстановитель

Mn+4 + 2℮ → Mn+2      1   окислитель

 

5. Реагирует с металлами, стоящими в ряду напряжений металлов до водорода, то есть металлы, имеющие отрицательное значение стандартного электродного потенциала, вытесняют водород из хлороводородной кислоты:

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2↑

Zn0 - 2℮ → Zn2+       1   восстановитель

2H+ + 2℮ → H2      1   окислитель

Т.о. соляная кислота проявляет окислительно-восстановительную двойственность.

 

 

а) Составьте уравнения реакций взаимодействия иодида кальция с концентрированной серной кислотой; иода с концентрированной азотной кислотой; гидрида лития с гидридом алюминия.

 

4Ca + 5H2SO4(кон) → 4CaSO4 + H2S + 4H2O

Ca0 - 2℮ → Ca2+                              4   восстановитель

SO42- + 8H+ + 8℮ → S2- + 4H2O       1   окислитель

 

3I2 + 10HNO3(конц) → 6HIO3 + 10NO + 2H2O

I2 + 6H2O -10℮ → 2IO3- + 12H+    1     восстановитель

NO3- + 2H+ + 1℮ → NO + H2O     10   окислитель

 

LiH + AlH3 → LiAlH4

 

б) Напишите уравнения реакций, соответствующих превращениям:

Br2 → KBrO3 → HBr → PBr3 → NH4Br → NaBrO.

 

1. 3Br2+6KOH → KBrO3+ 5KBr + 3H2O

Br20 - 10℮ → 2Br+5     1 восстановитель

Br20 + 2℮ → 2Br-        5 окислитель

 

2. 4KBrO3 t→ KBr + 3KBrO4

Br+5 + 6℮ → Br-    1 окислитель

Br+5 - 2℮ → Br+7   3 восстановитель

 

3. 2PBr3 + 10NH4OH → 2(NH4)2PHO + 6NH4Br + 5H2O
4. 2NH4Br + 3H2SO4 → 2NH4HSO4 + Br2 + SO2 + H2O

Br2 + 2NaOH → NaBr + NaBrO + H2O

 

 

Тема XI. Кислород. Сера и ее аналоги

 

0. Как изменяется состав, кислотные и окислительные свойства высших гидроксидов в ряду S ― Se ― Te? Как получают селеновую и ортотеллуровую кислоты? Напишите уравнения реакций взаимодействия концентрированной селеновой кислоты с золотом; с хлороводородом; с оксидом фосфора(V).

 

В ряду S-Se-Te кислотные свойства высших гидроксидов уменьшаются  слева направо. Окислительные свойства увеличиваются слева направо.

Селеновая кислота – H2SeO4, получение:

1. Взаимодействие оксида селена (VI) с водой

SeO3 + H2O → H2SeO4

2. Взаимодействие селена с хлорной или бромной водой

Se + 3Cl2 + 4H2O → H2SeO4 + 6HCl

Se + 3Br2 + 4H2O → H2SeO4 + 6HBr

3. Взаимодействие селенистой кислоты с пероксидом водорода

H2SeO3 + H2O2 → H2SeO4 + H2O

 

Ортотеллуровая кислота – H6TeO6, получение:

Взаимодействие элементарного теллура с 30%-м раствором перекиси водорода при нагревании на водяной бане:

Te + 2KOH + 3H2O2(конц) → K2H4TeO6 + 2H2O

 

Реакция взаимодействия селеновой кислоты с золотом:

2Au + 6H2SeO4 → Au2(SeO4)3 + 3H2SeO3 + 3H2O

Реакция взаимодействия селеновой кислоты с хлороводородом:

H2SeO4 + 2HCl → SeO2 + Cl2 + 2H2O

Реакция взаимодействия селеновой кислоты с оксидом фосфора (V):

H2SeO4 + P2O5 → 2HPO3 + SeO3.  

 

а) Составьте уравнения реакций взаимодействия сульфида натрия с дихроматом натрия в присутствии серной кислоты; озона с иодидом калия в водном растворе; концентрированной серной кислоты с сероводородом.