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.
- Реагирует с оксидами металлов,
в результате образуется соль и вода:
СuO + 2HCl → CuCl2 + H2O
CuO + 2H+ → Cu2+ + H2O
- 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
- Реагирует с солями менее сильных
кислот, в результате образуется новая
соль и кислота:
2НСl + Na2CO3 = 2NaCl + Н2О + СО2
2Н+ + СO32- = Н2О + СО2
- 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
- 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.
- 3Br2+6KOH → KBrO3+ 5KBr + 3H2O
Br20 - 10℮ → 2Br+5
1 восстановитель
Br20 + 2℮ → 2Br-
5 окислитель
- 4KBrO3 t→ KBr + 3KBrO4
Br+5 + 6℮ → Br-
1 окислитель
Br+5 - 2℮ → Br+7 3
восстановитель
- 2PBr3 + 10NH4OH → 2(NH4)2PHO + 6NH4Br + 5H2O
- 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:
- Взаимодействие оксида селена
(VI) с водой
SeO3 + H2O → H2SeO4
- Взаимодействие селена с хлорной
или бромной водой
Se + 3Cl2 + 4H2O → H2SeO4 + 6HCl
Se + 3Br2 + 4H2O → H2SeO4 + 6HBr
- 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.