Контрольные задания по курсу общей и неорганической химии

1
Министерство образования Республики Беларусь
УО МОГИЛЁВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ПРОДОВОЛЬСТВИЯ
Кафедра химии
КОНТОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
ПО КУРСУ ОБЩЕЙ И
НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ
Методические указания для студентов
заочной формы обучения
технологических специальностей
Могилёв 2004
2
УДК 54
Рассмотрены и утверждены на заседании кафедры химии МГУП.
Протокол №
Автор
от
2004 г.
доцент Н. И. Сухарева
Рецензент
профессор В.В. Ясинецкий
© Могилёвский государственный университет продовольствия
3
СОДЕРЖАНИЕ
ВВЕДЕНИЕ
1 ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
1.1 Вопросы к контрольному заданию
4
5
9
1.2 Пример решения контрольного задания (задача №16)
10
2 РАСТВОРЫ. СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ СОСТАВА РАСТВОРОВ
12
2.1 Вопросы к контрольному заданию
13
2.2 Пример решения контрольного задания (задача №32)
14
3 ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ
17
3.1 Вопросы к контрольному заданию
18
3.2 Пример решения контрольного задания (задача №48)
19
4 ОБМЕННЫЕ РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ.
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
23
4.1 Вопросы к контрольному заданию
24
4.2 Пример решения контрольного задания (задача № 64 )
26
5 ВОПРОСЫ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К ЭКЗАМЕНУ
28
6 ПРИЛОЖЕНИЕ А (СПРАВОЧНОЕ)
30
7 СПИСОК ЛИТЕРАТУРНЫХ ИСТОЧНИКОВ
31
4
ВВЕДЕНИЕ
В процессе изучения курса общей и неорганической химии студент заочной формы обучения технологических специальностей должен выполнить две
контрольные работы. Настоящие методические указания предназначены для
выполнения первой контрольной работы.
В данном пособии рассматриваются четыре основных раздела курса общей и неорганической химии: 1) «Основные классы неорганических соединений»; 2) «Способы выражения состава растворов»; 3) «Диссоциация воды. Водородный и гидроксидный показатели»; 4) «Обменные реакции. Гидролиз солей».
Контрольные задания к каждой из четырех тем включают: 1) краткую теоретическую информацию по данной теме; 2) вопросы, общие для всех вариантов; 3) конкретные задания для данного варианта (всего 16 вариантов по теме);
4) пример решения типового задания.
Краткая информация по каждой теме перед контрольным заданием начинается цифровой ссылкой на номер соответствующего вопроса к экзамену.
Контрольную работу рекомендуется выполнять в следующей последовательности:
1 На установочной сессии каждому студенту необходимо получить у лектора потока номера соответствующих задач.
2 Перед решением задач соответствующего раздела необходимо изучить
по учебным пособиям (1) и (2) материал, относящийся к данному разделу.
3 Проработать краткое изложение материала изучаемого раздела по данному методическому указанию. Обратить внимание на термины, выделенные в
тексте.
4 Попытаться решить самостоятельно последний вариант каждого раздела. При затруднениях проработать и понять суть приведённого решения этого
варианта.
5 Решить задачи своего варианта. В конце работы привести список использованной литературы. Работа должна быть подписана студентом.
6 При получении оценки «не зачтено» исправить ошибки в этой же тетради
и выслать работу на рецензирование повторно. Работу над ошибками следует
выполнять в конце тетради.
7 Контрольная работа, выполненная не по своему варианту, не проверяется и не зачитывается.
5
1 ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
1
Оксиды – химические соединения, состоящие из двух элементов, одним
из которых является кислород в степени окисления (-2). Название оксида включает слово «оксид», название элемента в родительном падеже, степень окисления элемента. Например, CrO3 - оксид хрома (VI). Большинство оксидов реагируют с кислотами или основаниями с образованием солей. Такие оксиды называют солеобразующими. Несолеобразующие оксиды (СО, NO, N2O, SiO) не реагируют с водой, кислотами и основаниями с образованием солей. Гидратной
формой оксида называется продукт взаимодействия его с водой. Если оксиды с
водой не взаимодействуют, то соответствующие им гидратные формы (гидроксиды), можно получить косвенным путём. По характеру гидратных форм солеобразующие оксиды делятся на три типа: основные, кислотные и амфотерные.
Основные оксиды в качестве гидратных форм образуют основания с общей формулой Ме (ОН)n, где n – степень окисления металла. Основные оксиды
образуют только металлы (все металлы 1А и 2А групп кроме Ве, некоторые другие металлы со степенью окисления +1 и +2). Основные оксиды реагируют с кислотами и кислотными оксидами.
Например,
СаО + СО2 → СаСО3
NiO + Н2SO4 → NiSO4+ Н2O.
Кислотные оксиды в качестве гидратных форм образуют оксокислоты.
Неметаллы, а также металлы со степенью окисления выше +4, образуют только
кислотные оксиды. Кислотные оксиды реагируют с основаниями и основными
оксидами.
Например,
CrO3 + 2NaOH → Na2CrO4+ Н2O
P2O5 + 3CaO → (Ca)3(PO4)2
Гидратными формами амфотерных оксидов являются амфотерные гидроксиды, которые проявляют свойства, как кислот, так и оснований. Амфотерные оксиды образуют Ве, большинство р-металлов, цинк, хром и некоторые другие металлы. Амфотерные оксиды реагируют и с кислотами, и с основаниями, а
также с кислотными и основными оксидами.
Например,
Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2+ Н2O
Al2O3 + СаО → Сa (AlO2)2
2
Al2O3 + 3Н2SO4 → Al2 (SO4)3+ 3Н2O.
Al2O3 + 3SiO2→ Al2 (SiO3)3
Кислоты – химические соединения, которые в водных растворах диссоциируют с образованием катионов водорода. Кислоты классифицируют: 1)по основности; 2) по силе электролита; 3) по содержанию кислорода; 4) по содержанию молекул воды (мета - и ортокислоты).
Основность определяется числом атомов водорода в молекуле кислоты,
способных замещаться на металл. Например, фосфорная кислота H3РO4 –
трёхосновная, серная кислота – двухосновная. По силе электролита различают
сильные и слабые кислоты. Сильные кислоты диссоциируют нацело, т. е. нахо-
6
дятся в водном растворе только в виде ионов. Слабые кислоты диссоциируют
частично. Напомним, что диссоциацией называется распад на ионы под влиянием растворителя (воды). Диссоциация сильных кислот (на примере серной) необратима и идёт в одну ступень:
Н2SO4 2H+ + SO42⎯
Диссоциация слабых кислот протекает обратимо и для многоосновных кислот ступенчато. Например, ортофосфорная кислота - слабый электролит и диссоциирует в три ступени:
1) H3РO4 ↔ H2РO4⎯ + H+;
2) H2РO4⎯ ↔ HРO42⎯ + H+;
3) HРO42⎯ ↔ РO43⎯ + H+.
Следствием такой диссоциации является возможность образования кислых солей.
По содержанию или отсутствию кислорода в составе молекулы различают
кислородсодержащие (оксокислоты) (Н2SO4) и бескислородные кислоты (Н2S).
Название оксокислоты включает название кислотообразующего элемента с
окончанием – ная или – вая, если элемент находится в высшей степени окисления, и с окончанием – истая, если степень окисления элемента более низкая.
Например, НNO3 – азотная кислота, НNO2 – азотистая кислота. Название бескислородной кислоты содержит название кислотообразующего элемента с добавлением слова «водородная». Например, Н2S – сероводородная кислота.
Мета - и ортокислоты различаются содержанием молекул воды. Ортокислоты содержат на одну молекулу воды больше метакислот. Например, метакремниевая кислота - Н2SiO3 , ортокремниевая кислота – Н4SiO4 .
Кислоты взаимодействуют со многими металлами. На практике чаще других применяют серную (Н2SO4), азотную (НNO3) и соляную (НСl) кислоты. С металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода, разбавленные серная и
соляная кислоты реагируют с выделением Н2↑.
Zn + Н2SO4 (разб.) H2↑ + ZnSO4
Металлы, стоящие в ряду напряжения после водорода, не восстанавливают газообразный водород из кислот. Концентрированная серная кислота
взаимодействует с металлами за счёт окислительных свойств серы (VI):
Cu + 2Н2SO4 (конц.) CuSO4 + SO2↑+ 2Н2O
Азотная кислота любой концентрации при взаимодействии с металлами не
выделяет газообразный водород. Концентрированная азотная кислота восстанавливается до оксида азота (IV):
Cu +4НNO3 (конц.) Cu (NO3)2 + 2NO2↑+ 2Н2O
Очень разбавленная азотная кислота наиболее активными металлами
(Mg, Al, Zn) может восстановиться до ионов аммония:
4Mg + 10НNO3 (конц.) 4Mg (NO3)2 + NH4NO3+ 3Н2O
7
Кислоты взаимодействуют с основными оксидами и основаниями с образованием солей:
Mg(OН)2 + Н2SO4 MgSO4+ 2Н2O
Рекомендуется запомнить формулы кислот и солей, а также их названия,
представленные в таблице 1.
Таблица 1 - Названия и формулы широко используемых
кислот и их солей
Формулы кислот Названия
ки- Сила ки- Названия со- Формулы сослот
слоты
лей:
лей:
1
2
3
4
5
HCl
соляная
сильная
хлориды
FeCl3
H2S
сероводородная слабая
сульфиды
Na2S
H2SO3
сернистая
слабая
сульфиты
K2SO3
H2SO4
серная
сильная
сульфаты
Al2(SO4)3
HNO3
азотная
сильная
нитраты
Fe(NO3)3
HNO2
азотистая
слабая
нитриты
Cu(NO2)2
H3PO4
фосфорная
слабая
фосфаты
Ca3(PO4)2
H2CO3
угольная
слабая
карбонаты
(NH4)2CO3
H2SiO3
кремниевая
слабая
силикаты
K2SiO3
CH3COOH
уксусная
слабая
ацетаты
NaCH3COO
3
Основания – химические соединения, которые в водных растворах диссоциируют с образованием анионов гидроксильных групп. Название основания
включает: слово «гидроксид», название элемента в родительном падеже, степень окисления элемента. Например, Cr(OН)3 - гидроксид хрома (।।।). Основания
классифицируют:
1) по: кислотности; 2) по силе электролита. Кислотность определяется
числом гидроксильных групп в молекуле основания. Однокислотные основания
образуют щелочные металлы, например, гидроксид натрия NaОН. Трёхкислотное основание – гидроксид алюминия Al(ОН)3. По силе электролита различают
сильные и слабые основания. Полностью диссоциируют гидроксиды металлов
групп 1А и 2А (кроме бериллия и магния). Десять сильных оснований щелочных
и щелочноземельных металлов хорошо растворимы в воде и называются щелочами. Все остальные основания – слабые электролиты и малорастворимые в
воде соединения.
Диссоциация сильного основания необратима и для гидроксида бария,
например, её записывают так:
Ba (ОН)2 → Ba2+ + 2OH⎯.
Диссоциацию слабого основания записывают как равновесное превращение, например, для гидроксида марганца (।।):
Mn(OH)2 ↔ MnOH+ + OH⎯;
MnOH+ ↔ Mn2+ + OH⎯.
8
Основания взаимодействуют с кислотными оксидами и кислотами:
Ba(ОН)2 + Н2SO4 → BaSO4↓+ Н2O.
Ca (OН)2 + СО2 → CaСО3↓ + Н2О
4
Соли – химические соединения, которые в водных растворах диссоциируют с образованием катионов металла и анионов кислотного остатка. Различают средние, кислые и основные соли.
Средняя соль – это продукт полного замещения атомов водорода в молекуле кислоты на другие катионы и полного замещения гидроксильных групп в
молекуле основания на другие анионы. Название средней соли включает название аниона, к которому добавляется название катиона в родительном падеже с
указанием степени окисления металла. Например, NiSO4 – сульфат никеля (।।),
CuCl2 – хлорид меди (।।). Название аниона солей бескислородных кислот имеет
окончание – ид (S2⎯⎯ - сульфид – ион). Название аниона солей кислородсодержащих кислот имеет окончание – ат, если кислота образована элементом в
высшей степени окисления или окончание – ит, если кислота образована элементом в более низкой степени окисления. Например, NO3⎯⎯ – нитрат-анион,
NO2⎯⎯ – нитрит-анион. Например, NiSO4 – сульфат никеля (।।), CuCl2 – хлорид меди (।।).
Кислая соль – это продукт неполного замещения атомов водорода в молекуле кислоты другими катионами. Название кислой соли строится по тому же
принципу, что и средней, однако перед названием аниона добавляют сокращённое латинское название атома водорода: «гидро». Например, Ca(НСО3)2 – гидрокарбонат кальция, Al(Н2РO4)3 - дигидрофосфат алюминия.
Основная соль – это продукт неполного замещения гидроксильных групп в
молекуле основания анионами кислотного остатка. Название основной соли
включает сокращённое название гидроксильной группы «гидроксо», которое
ставится перед названием металла. Например, (CuОН)2СO3 –карбонат гидроксомеди, Al(ОН)2Cl –хлорид дигидроксоалюминия. Все соли – сильные электролиты. В кислых и основных солях остатки кислот или оснований могут диссоциировать по типу слабого электролита. Например, приведём уравнения диссоциации средней соли (1), кислой соли (2) и основной соли (3):
CuCl2 → Cu2+ + 2Cl⎯
Ca (НСО3)2→ Ca2+ + 2 НСО3⎯.
НСО3⎯ ↔ Н+ + СО32⎯.
(CuОН)2СO3 → CuОН+ + СО32⎯.
CuОН+ ↔Cu2+ + ОН⎯.
Химические свойства солей очень многообразны:
1) участие в обменных процессах с образованием осадков, газов, или слабых электролитов (гидролиз, комплексообразование);
2) окислительно–восстановительные реакции;
4) термическое разложение солей.
Остановимся подробнее на десяти типичных способах получения солей:
9
1) взаимодействие простых веществ: металла и неметалла:
Mg + Cl2 → MgCl2
2) взаимодействие кислотного и основного оксида:
CaO + СО2 → CaСО3
3) взаимодействие кислоты и основания:
НCl + NaOH → NaCl+ Н2O.
4) взаимодействие кислоты и основного оксида:
Н2SO4 + CaO → СaSO4↓+ Н2O.
5) взаимодействие основания и кислотного оксида:
Ba(ОН)2 + СО2 → ВaСО3↓ + Н2O.
6) взаимодействие активного металла с кислотой:
Mg + Н2SO4 → MgSO4 + H2↑
7) взаимодействие активного металла с солью, образованной менее активным
металлом
Zn + CuSO4 → Cu + ZnSO4
8) взаимодействие двух солей с образованием соли, нерастворимой в воде:
Na2SO4 + Ba(NO3)2 → ВaSO4↓ + 2NaNO3.
9) взаимодействие соли с кислотой:
Ba(NO3)2 + Н2SO4 → ВaSO4↓ + 2НNO3.
10) взаимодействие соли с основанием:
Na2SO4 + Ba(ОН)2 → BaSO4↓ + 2NaОН.
1.1 Вопросы к контрольному заданию
а) Напишите формулы кислоты и основания, названия которых приведены
в разделе (а) Вашего варианта. Укажите силу этих электролитов; напишите
уравнения их электролитической диссоциации в водном растворе. Составьте
формулы средних, кислых и основных солей, которые соответствуют заданным
кислоте и основанию; назовите эти соли по систематической номенклатуре. Напишите уравнения электролитической диссоциации этих солей в водном растворе.
10
б) Напишите уравнения реакций получения солей, указанных в разделе (б)
Вашего варианта, взаимодействием: основного и кислотного оксидов; основания
и кислоты. Изобразите графические формулы этих солей.
Таблица 2 - Задания к разделу: «Основные классы неорганических
соединений»
№ заа)
б)
дач
1
Ортофосфорная кислота и
Сульфат цинка и
гидроксид кальция
перманганат калия
2
Ортомышьяковая кислота и
Нитрат магния и
силикат натрия
гидроксид хрома (।।।)
3
Серная кислота и
гидроксид железа (।।।) (3)
Карбонат кальция и
сульфат хрома (।।।)
4
Ортокремниевая кислота и
гидроксид магния
Ортофосфат калия и
сульфат железа (।।)
5
Серная кислота и
гидроксид алюминия
Хромат калия и
сульфат меди (।।)
6
Ортофосфорная кислота и
гидроксид бария
Серная кислота и
гидроксид алюминия
Сернистая кислота и
гидроксид бария
Ортофосфорная кислота и
гидроксид хрома (।।।)
Нитрат кальция и
метаалюминат калия
Сульфат алюминия и
карбонат натрия
Метаалюминат бария и
нитрит магния
Силикат калия и
сульфат железа (।।।)
10
Ортомышьяковая кислота и
гидроксид железа (।।।)
Нитрат алюминия и
ортофосфат цинка
11
Угольная кислота и
гидроксид кальция
Хромат натрия и
нитрат хрома (।।।)
12
Ортокремниевая кислота и
гидроксид бария
Ортофосфат калия и
сульфат кобальта (।।)
13
Сернистая кислота и
гидроксид магния
Угольная кислота и
гидроксид бария
Ортофосфорная кислота и
гидроксид алюминия
Ортомышьяковая кислота и
гидроксид магния
Карбонат калия и
гипохлорит алюминия
Нитрат бария и
ортофосфат кальция
Перманганат натрия и
силикат магния
Ортофосфат кальция
и гипохлорит бария
7
8
9
14
15
16
11
1.2 Пример решения контрольного задания (задача №16)
Задание (а)
Напишите формулы ортомышьяковой кислоты и гидроксида магния. Укажите силу этих соединений как электролитов. Напишите уравнения электролитической диссоциации этих соединений в водном растворе. Составьте формулы
средних, кислых и основных солей, которые соответствуют ортомышьяковой кислоте и гидроксиду магния. Назовите эти соли по систематической номенклатуре. Напишите уравнения электролитической диссоциации этих солей в водном
растворе.
Ответ:
Гидроксид магния как электролит относится к слабым основаниям и диссоциирует в две ступени:
Mg(OH)2 ↔ MgOH+ + OH⎯;
MgOH+ ↔ Mg2+ + OH⎯.
Ортомышьяковая кислота является слабым электролитом и диссоциирует
в три ступени:
H3AsO4 ↔ H2AsO4⎯ + H+;
H2AsO4⎯ ↔ HAsO42⎯ + H+;
HAsO42⎯ ↔ AsO43⎯ + H+.
Гидроксиду магния и ортомышьяковой кислоте соответствует 4 соли:
1) средняя соль - ортоарсенат магния Mg3(AsO4)2;
2) основная соль - ортоарсенат гидроксомагния (MgOH)3AsO4;
3) кислая соль - дигидроортоарсенат магния Mg(H2AsO4)2;
4) кислая соль - гидроортоарсенат магния MgHAsO4
Уравнения электролитической диссоциации солей в водном растворе.
Mg3(AsO4)2 → 3Mg2+ + 2AsO43⎯
(MgOH)3AsO4 → 3MgOH+ + AsO43⎯
MgOH+ ↔ Mg2+ + OH⎯.
Mg (H2AsO4)2→ Mg2+ + H2AsO4⎯
H2AsO4⎯ ↔ HAsO42⎯ + H+;
HAsO42⎯ ↔ AsO43⎯ + H+.
MgHAsO4 → Mg2+ + HAsO42⎯
HAsO42⎯⎯ ↔ AsO43⎯ + H+.
Задание (б)
Напишите уравнения реакций получения ортофосфата кальция и гипохлорита бария взаимодействием:
1) основного и кислотного оксидов;
2) основания и кислоты. Изобразите графические формулы солей.
Ответ:
Ортофосфат кальция (Ca)3(PO4)2 можно получить:
12
1) взаимодействием оксида кальция CaO (основного оксида) и оксида фосфора
(5) P2O5 (кислотного оксида). Степени окисления элементов в оксидах должны
соответствовать их степеням окисления в солях.
3CaO + P2O5 → (Ca)3(PO4)2
2) взаимодействием гидроксида марганца (2) и ортофосфорной кислоты:
3Ca (OН)2 + 2Н3PO4 → (Ca)3(PO4)2 + 6Н2О
Сульфит бария ВaSO3 можно получить:
1) взаимодействием оксида бария BaO (основного оксида) и оксида серы (IV)
SO2 (кислотного оксида):
BaO + SO2 → ВaSO3
2) взаимодействием гидроксида бария и хлорноватистой кислоты:
Ba (OН)2 + 2НСlO → Ba (ClO)2 + 2Н2О
Графическая формула ортофосфата кальция (Ca)3(PO4)2
Графическая формула гипохлорита бария Ba(ClO)2
2 РАСТВОРЫ. СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ СОСТАВА РАСТВОРОВ
11
Раствором называется гомогенная система переменного состава, состоящая из двух или большего числа компонентов. В истинных растворах вещества находятся в виде молекул, атомов или ионов. В пищевой технологии используются, в основном, водные растворы. Вода в таких растворах считается
растворителем, а растворёнными веществами могут быть и твёрдые вещества
(например, хлорида натрия), газы (например, сероводород), и жидкости (например, этиловый спирт). Масса раствора (mp) равна сумме массы растворённого
вещества Х (mв(Х)) и массы воды (m H2O):
mp = mв(Х) + m(H2O)
(1)
На практике чаще используются два способа выражения состава растворов - массовая доля растворённого вещества и молярная концентрация раствора:
1) массовая доля растворённого вещества Х ω(Х) – отношение массы
растворённого вещества (mв(Х)) к массе раствора (mp):
ω(Х) = mв(Х) • 100% / mp
(2)
13
Массовая доля выражается в процентах и в долях единицы. Например,
1,5%-ный раствор хлорида натрия в воде – это такой раствор, в 100г которого
содержится 1,5г хлорида натрия и 98,5г воды, состав раствора можно выразить
в долях: ω(NaCl) = 0,015
2) молярная концентрация раствора С(Х) – отношение количества растворённого вещества Х (n) в молях к объёму раствора (Vp) в литрах:
С(Х) = n(Х) / Vp
(3)
Наряду с размерностью (моль/л) допускается обозначение М. Так, 0.1М
Н2SO4 означает раствор, в одном литре которого содержится 0,1 моль серной
кислоты, т.е. С (Н2SO4) = 0.1моль/л.
Для перевода одного вида концентрации в другой рекомендуем выбрать
произвольную массу или объём раствора и произвести соответствующие расчёты. Например, необходимо определить молярную концентрацию 12%-ного раствора хлорида натрия (плотность раствора равна 1,086г/мл). Возьмём 100г 12%ного раствора хлорида натрия. Молярную концентрацию раствора рассчитываем по формуле (3): С(Х) = n(Х) / Vp. Количество вещества хлорида натрия
n(NaCl) в 100г раствора найдём, используя формулы
n(Х) = mв(Х) / М(Х),
mв(Х) = ω(Х) mp/100%,
(4)
(5)
где М(Х) – молярная масса растворённого вещества, в данном случае NaCl.
Объём раствора (Vp) определим, используя формулу
(6)
(Vp) = mp/ρ,
где ρ – плотность раствора.
Тогда, mв(NaCl) = ω(NaCl) • mp / 100% = 12% • 100г / 100% = 12г.
n(NaCl) = mв (NaCl) / М(NaCl) = 12г / 58г/моль = 0,207моль.
Vp = mp / ρ = 100г / 1.086г/мл = 92,08мл.
С(NaCl) = n(NaCl) / Vp = 0,207моль / 0,092л = 2.25 моль/л.
Таким образом, молярная концентрация 12%-ного раствора хлорида натрия составляет 2.25 моль/л
2.1 Вопросы к контрольному заданию
а) Определите массовую долю растворённого вещества и его молярную
концентрацию при смешении двух растворов, указанных в пункте (а) Вашего варианта. Плотности всех растворов считать равными 1г/мл.
б) Вычислите массу кристаллогидрата и объём воды, которые необходимы
для приготовления раствора, указанного в пункте (б) Вашего варианта. Массовая доля дана по безводной соли. Плотности растворов указаны в приложении
А.
в) Определите объём 30%-ного раствора серной кислоты (ρ = 1,220г/мл) и
объём воды, которые необходимы для приготовления раствора, указанного в
пункте (в) Вашего варианта. Плотности разбавленных растворов указаны в приложении А.
14
Таблица 3 - Задания к разделу «Способы выражения состава растворов»
№ задачи
а)
б)
в)
1
2
3
4
17
100мл 6% NaCl и 75мл 2% CuSO4 из Cu- 80мл 6% Н2SO4
350мл 1% NaCl
SO4•5 H2O
18
90мл 6% KBr и 370мл 90мл 4% Al2(SO4)3 из 100мл 8% Н2SO4
10% KBr
Al2(SO4)3•18 H2O
19
85мл 10% NH4Cl и 80мл 6% BaCl2 из 95мл 5% Н2SO4
500мл 2% NH4Cl
BaCl2•2 H2O
20
100мл 3% Na2SO4 и
100мл 2% CuSO4 из 85мл 10% Н2SO4
800мл 4% Na2SO4
CuSO4•5 H2O
21
90мл 1% NaCl и 200мл 100мл 3% Na2SO4 из 100мл 4% Н2SO4
2% NaCl
Na2SO4•10 H2O
22
95мл 2% KBr и 185мл 95мл 2% BaCl2 из 90мл 8% Н2SO4
10% KBr
BaCl2•2 H2O
23
85мл 10% NH4Cl и 85мл 2% Na2SO4 из 80мл 9% Н2SO4
160мл 8% NH4Cl
Na2SO4•10 H2O
24
90мл 4% Na2SO4 и 85мл 6% CuSO4 из Cu- 85мл 6% Н2SO4
80мл 6% Na2SO4
SO4•5 H2O
25
95мл 8% NaCl и 190мл 95мл 4% BaCl2 из BaCl2•2 100мл 7% Н2SO4
4% NaCl
H2O
26
100мл 8% KBr и 950мл 80мл 3% Na2SO4 из 90мл 12% Н2SO4
2% KBr
Na2SO4•10 H2O
27
80мл 10% NH4Cl и 100мл 2% Al2(SO4)3 из 95мл 8% Н2SO4
400мл 6% NH4Cl
Al2(SO4)3•18 H2O
28
80мл 6% Na2SO4 и
95мл 4% Na2SO4 из 100мл 9% Н2SO4
Na2SO4•10 H2O
700мл 2% Na2SO4
29
95мл 10% NaCl и 290мл 85мл 6% Al2(SO4)3 из 80мл 5% Н2SO4
1% NaCl
Al2(SO4)3 •18 H2O
30
100мл 6% NH4Cl и 100мл 7% Na2SO4 из 85мл 9% Н2SO4
650мл 1% NH4Cl
Na2SO4•10 H2O
31
90мл 4% KBr и 100мл 90мл 4% CuSO4 из Cu- 100мл 4% Н2SO4
8% KBr
SO4•5 H2O
32
300мл 2% NaNO3 и 100мл 2% BaCl2 из 150мл 9% Н2SO4
500мл 1% NaNO3
BaCl2•2 H2O
2.2 Пример решения контрольного задания (задача №32)
Задание а)
Определите массовую долю (ω3) и молярную концентрацию (С3) вещества
в растворе, полученном при сливании 300мл (V1) 2% (ω1) NaNO3 и 500мл (V2) 1%
(ω2) NaNO3. Плотности всех растворов считать равными 1г/мл.
Введём необходимые обозначения:
Массовая доля вещества в первом растворе NaNO3 ω1 = 2%.
Объём 2%-ного раствора NaNO3: V1 = 300мл.
Массовая доля вещества во втором растворе NaNO3 ω2 = 1%.
15
Объём 1%-ного раствора NaNO3 V2 = 500мл.
Плотности растворов ρ = 1,0г/мл.
Определить:
Массовую долю вещества в смешанном растворе ω3, %.
Молярную концентрацию вещества в смешанном растворе С3, моль/л.
Решение:
Массовую долю (ω3) долю вещества в смешанном растворе найдём по
формуле (2)
ω3 = mв3• 100% / mp3
Масса вещества (NaNO3) в смешанном растворе (mв3) равна сумме масс
вещества в первом и втором растворах (mв1, mв2):
mв3 = mв1 + mв2 = ω1•mр1 / 100% + ω2•mр2 / 100% =
= ω1•V1•ρ1 / 100% + ω2•V2•ρ2 / 100% =
= 2%•300мл•1г/мл / 100% + 1%•500мл•1г/мл / 100% = 6г + 5г = 11г.
Масса смешанного раствора (mp3) равна сумме масс первого и второго
растворов (mр1, mр2):
mв3 = mв1 + mв2 = V1•ρ1 + V2•ρ2 =
= 300мл•1 г/мл + 500мл•1г/мл= 300 г + 500 г = 800 г.
Определим массовую долю вещества в смешанном растворе (ω3):
ω3 = mв3• 100% / mp3 = 11 г•100% / 800 г = 1,38%
Молярную концентрацию вещества в растворе рассчитаем по формуле (3)
– С3= n3 / V3. Количество вещества нитрата натрия (n3) и объём смешанного раствора (V3) найдём, используя формулы (4) и (6):
n3 = mв3 / М = 11г / 85 г/моль = 0.13 моль
V3 = mp3 / ρ = 800 г / 1.0 г/мл = 800мл. = 0.8 л
С3 = n3(NaNO3) / V3 = 0,13 моль / 0.8л = 0,16 моль/л.
Ответы: ω3 = 1,38%; С3 = 0,16 моль/л.
Задание б)
Вычислите массу кристаллогидрата BaCl2•2H2O и объём воды, которые
необходимы для приготовления 100мл 2%-ного раствора BaCl2.
Введём необходимые обозначения:
Массовая доля BaCl2 в растворе BaCl2: ω = 2%.
Объём 2%-ного раствора BaCl2: V = 100 мл.
Молярная масса кристаллогидрата BaCl2•2H2O М(BaCl2•2H2O)
244 г/моль.
Молярная масса безводной соли BaCl2 М(BaCl2) = 208 г/моль
Плотность раствора BaCl2 ρ = 1,016 г/мл (таблица А.1, Приложение А)
Плотность воды ρ(H2O) = 1,0 г/мл.
Масса безводной соли BaCl2 m(BaCl2), г.
Масса раствора BaCl2 mр, г.
=
16
Число молей кристаллогидрата BaCl2•2H2O n(BaCl2•2 H2O), моль.
Число молей безводной соли BaCl2 n(BaCl2), моль.
Определить:
Массу кристаллогидрата BaCl2•2H2O, которая необходима для приготовления раствора m(BaCl2•2H2O), г.
Объём воды, который необходим для приготовления раствора V(H2O), мл.
Решение:
Массу кристаллогидрата можно определить, используя очевидное равенство: n(BaCl2•2H2O) = n(BaCl2)
Применение формулы (4) позволяет утверждать, что
B
m(BaCl2•2H2O) / М(BaCl2•2H2O) = m(BaCl2) / М(BaCl2)
(7)
m(BaCl2•2H2O) = m(BaCl2)•М(BaCl2•2H2O) / М(BaCl2).
Массу безводной соли определим по формуле (5):
m(BaCl2•2H2O) = ω•mp / 100% = ω•V•ρ / 100% =
= 2%•100 мл•1,016 г/мл / 100% = 2,032 г.
Вычислим массу кристаллогидрата по формуле (7):
m(BaCl2•2H2O) = m(BaCl2)•М(BaCl2•2H2O) / М(BaCl2) =
= 2,032 г• 244 г/моль / 208 г/моль = 2,38 г.
Рассчитаем массу и объём воды, которые необходимы для приготовления
раствора:
m(H2O) = mр - m(BaCl2•2H2O) = V•ρ - m(BaCl2•2H2O) = 100 мл•1.016 г/мл –
2,38 г = 99,22 г
V(H2O) = m(H2O) / ρ(H2O) = 99,22 г / 1 г/мл. = 99,22 мл.
Ответы: m(BaCl2•2H2O) = 2,38 г; V(H2O) = 99,22 мл.
Задание в)
Определите объём 30%-ного раствора серной кислоты (ρ = 1,220г/мл) и
объём воды, которые необходимы для приготовления 150мл 9%-ного раствора
серной кислоты (ρ = 1,059г/мл). Плотность 9%-ного раствора серной кислоты определена по таблице А.1 (Приложение А).
Введём необходимые обозначения:
Массовая доля серной кислоты в концентрированном растворе ω1 = 30%.
Плотность 30%-ного раствора серной кислоты – ρ1 = 1,220г/мл.
Массовая доля серной кислоты в разбавленном растворе ω2 = 9%.
Объём 9%-ного раствора серной кислоты V2 = 150мл.
Плотность 9%-ного раствора серной кислоты – ρ2 = 1,059г/мл.
Определить:
Объём 30%-ного раствора серной кислоты V1 =?
Объём воды, который необходим для приготовления раствора V (Н2О) =?
Решение:
В задачах, связанных с разбавлением и выпариванием воды из заданного
раствора, необходимо учесть главное: масса растворённого вещества в этих
процессах не изменяется. В условиях данной задачи:
17
где
mв1 = mв2,
mв1 - масса Н2SO4 в 30%-ном растворе;
mв2 - масса Н2SO4 в 9%-ном растворе
Преобразуем полученное равенство, применяя формулы (5) и (6):
ω1 •V1• ρ1 = ω2 •V2• ρ2.
(8)
Рассчитаем объём 30%-ного раствора серной кислоты из уравнения (8):
V1 = ω2•V2•ρ2 / ω1•ρ1 = 9%•150 мл•1,059 г/мл / 30%•1,220 г/мл = 39,06 мл.
Плотности 9%-ного и 30%-ного растворов серной кислоты отличаются друг
от друга, поэтому объём воды для разбавления нельзя получить вычитанием
объёма концентрированного раствора серной кислоты из объёма разбавленного
раствора серной кислоты. Объём – величина неаддитивная. Объём воды для
разбавления определим, рассчитав её массу (m(Н2О)),- это разница масс 9%ного (mр2) и 30%-ного растворов (mр1) серной кислоты. Массы этих растворов
рассчитаем по формуле (6)
mр1 = V1•ρ1 = 39,06 мл•1,220 г/мл = 47,65 г
mр2 = V2•ρ2 = 150 мл•1,059 г/мл = 158,85 г
m(Н2О) = mр2 — mр1 = 158,85 г — 47,65 г = 111,20 г
Для определения объёма воды (V(Н2О)) применим формулу (6):
V(Н2О) = m(Н2О) / ρ(Н2О) = 111,20 г / 1 г/мл = 111,20 мл.
Ответы: V1 = 39,06 мл; V(Н2О) = 111,20 мл.
3 ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ.
ДИССОЦИАЦИЯ ВОДЫ. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ
12
Вещества, проводящие электрический ток в водных растворах называются электролитами. Вещества, не проводящие электрический ток, называются неэлектролитами. Распад молекул электролитов на ионы под влиянием воды называют электролитической диссоциацией. Для количественной характеристики процесса диссоциации пользуются понятием степень диссоциации
(α), которая равна отношению числа молекул, распавшихся на ионы, к общему
числу молекул электролита в растворе. По степени диссоциации электролиты
подразделяют на сильные (α = 1) и слабые (α < 1). Концентрации ионов в растворе сильного электролита рассчитывают в соответствии с уравнением его
диссоциации. Например, молярные концентрации ионов водорода и нитрат –
ионов в растворе азотной кислоты будут равны молярной концентрации кислоты
в этом растворе.
13
Диссоциация слабой кислоты обратима. Например, в растворе азотистой
кислоты устанавливается равновесие: НNО2 ↔ Н+ + NО2⎯, которое характеризуется константой равновесия (константой диссоциации КД):
(9)
КД = [Н+][NО2⎯] / [НNО2]
+
⎯
где [Н ] и [NО2 ] – равновесные молярные концентрации ионов водорода и
нитрит – ионов, моль/л;
[НNО2] - равновесная молярная концентрация азотистой кислоты, моль/л.
Если исходная концентрация НNО2 равна С, то очевидно:
18
[Н+] = [NО2⎯] = α •С и [НNО2] = 1 - α • С
Подставляя выражение для [Н+], [NО2⎯] и [НNО2] в уравнение (9), получим
(10)
КД = α2•С2 / С - α • С = α2•С / 1 – α
Если α << 1, то α =
[Н+] = [NО2⎯] =
КД
С
КД × С
(11)
(12)
Формулу (11) применяют, если соблюдается условие С / КД > 100. При
С / КД < 100 расчёты ведут с применением полного квадратного уравнения, которое в данном курсе не рассматривается. Например, необходимо рассчитать
концентрацию ионов водорода и нитрит – ионов в децимолярном растворе
НNО2, т.е. С(НNО2) = 0,1моль/л. Определяем отношение С / КД. Константу диссоциации КД находим по таблице (Приложение А, таблица А-2). (КД = 5,1•10-4).
Таким образом, С / КД = 10-1 / 5,1•10-4 = 196. Так как 196 > 100, применяем для
решения формулу (11)
[Н+] = [NО2⎯] = КД × С = (5,1•10-4•10-1)1/2 = 7,14•10-3 моль/л.
14
Диссоциация воды. Вода незначительно, но диссоциирует на ионы:
Н2О ↔ Н+ + ОН⎯.
Константа диссоциации воды равна:
КД = [Н+] • [ОН⎯] /.[Н2О] = 1,8•10-16
(13)
Применение формул (3) и (4) для одного литра воды позволяет рассчитать
молярную концентрацию воды:
[Н2О] = n(Н2О) /.V(Н2О) = m(Н2О) / М(Н2О)•V(Н2О) =
= 1000г / 18г/моль•1л = 55,56 моль/л.
Подставляя рассчитанную величину [Н2О] в формулу (13), получим при
0
25 С:
(14)
[Н+] • [ОН⎯] = 10-14,
Произведение равновесных молярных концентраций водородных и гидроксидных ионов является при данной температуре постоянной величиной и называется ионным произведением воды (обозначается КW или КВ).
В нейтральной среде [Н+] = [ОН⎯] = Кw = 10 −14 = 10-7 моль/л (при 250). В
кислой среде [Н+] > 10-7, в щелочной среде [Н+] < 10-7. Для удобства оценки кислых и щелочных сред пользуются водородным показателем (рН)- отрицательным десятичным логарифмом концентрации водородных ионов в моль/л.
(15)
рН = -lg [Н+]
В нейтральной среде рН = 7, в кислой среде рН < 7, в щелочной среде
рН > 7. Иногда пользуются термином «гидроксидный показатель» ,рОН:
рОН = -lg [ОН⎯].
Очевидно, что в любом водном растворе при 250С:
(16)
19
рН + рОН = 14
(17)
3.1 Вопросы к контрольному заданию
а) Определите рН 0,5%-ного раствора слабого электролита, указанного в
пункте а) Вашего варианта. Плотности всех растворов считать равными 1г/мл.
Константы диссоциации даны в приложении А (таблица А-2).
б) Определите массовую долю сильного электролита в растворе, указанного в пункте (б) Вашего варианта, с известным значением рН. Плотности всех
растворов считать равными 1г/мл.
в) Определите рН в растворе, указанном в пункте в) Вашего варианта.
Плотности всех растворов считать равными 1г/мл.
г) Определите рН в растворе, полученном при сливании двух растворов,
указанных в пункте г) Вашего варианта. Плотности всех растворов считать равными 1г/мл.
Таблица 4 - Данные для расчёта рН растворов
№ за- а)
дачи
33
HF
34
H2Те
35
H2Se
36
NH4OH
37
HJO
38
HClO
б)
в)
KOH,
11,0
HJ, 3,0
В 200мл раствора содержится
0,1 моль ионов ОН¯
В 2л раствора содержится
2,408·1023 ионов Н+
В 0,1%-ном растворе азотной
кислоты.
В 1л раствора содержится
6,02·1022 ионов Н+.
В 500мл раствора содержится
1грамм гидроксида калия.
В 0,5%-ном растворе соляной
кислоты.
В 1,5л раствора содержится
9,03·1022 ионов ОН¯.
В 300мл раствора содержится
500мг гидроксида натрия.
В 0,1%-ном растворе серной
кислоты
В 50мл раствора содержится
0.01грамм гидроксида натрия.
В 0,3%-ном растворе гидроксида
натрия.
В 150мл раствора содержится
0,1 моль ионов ОН¯.
В 5л раствора содержится
0,5 моль ионов Н+.
В 10л раствора содержится
3,01·1023 ионов Н+.
В 0,05%-ном растворе серной
кислоты
В 100мл раствора содержится
0,05 моль ионов ОН¯.
NaOH,
10,0
H2SO4,
2,0
HCl, 2,0
41
KOH,
11,0
HNO2
HNO3,
3,0
H2CO3
Ba(OH)2
, 11,0
HCOOH HBr, 2,0
42
HNO2
43
H3BO3
44
NH4OH
45
HBrO
46
H3PO4
47
HCN
48
H2S
39
40
HClO4,
3,0
Ca(OH)2
, 10,0
H2SeO4,
3,0
Ba(OH)2
, 12,0
LiOH,
11,0
HNO3,
2,0
Ca(OH)2
, 11,0
г)
300мл 0,1М NaOH
400мл 0,1М H2SO4
100мл 0,2М Ca(OH)2
70мл 0,1М HNO3
500мл 0,3М KOH
200мл 0,1М HJ
2л 0,1М Ba (OH)2
2л 0,1М HNO3
500мл 0,1М Ca (OH)2
700мл 0,1М HCl
1л 0,01М NaOH
1000мл 0,1М HBr
100мл 0,1М Ba (OH)2
400мл 0,1М HClO4
200мл 0,05М HBr
200мл 0,3М Ca (OH)2
200мл 0,1М KOH
100мл 0,1М H2SeO4
300мл 0,2М Ca (OH)2
100мл 0,2М HJ
200мл 0,5М KOH
600мл 0,8М H2SO4
2л 0,1М Ba (OH)2
5л 0,1М HClO4
500мл 0,6М LiOH
300мл 0,4М HCl
1,6л 0,1М NaOH
800мл 0,1М H2SO4
10мл 0,3М LiOH
20мл 0,5М H2SeO4
450мл 0,01М Сa (OH)2
300мл 0,02М HCl
20
3.2 Пример решения контрольного задания (задача №48)
Задание а)
Определите рН 0,5%-оного раствора H2S,если плотность раствора составляет 1г/мл.
Введём необходимые обозначения:
Массовая доля раствора H2S – ω(H2S) = 0,5 %.
Плотность раствора H2S – ρ = 1г/мл.
Определить:
Водородный показатель в растворе – рН.
Сероводородная кислота H2S - слабый электролит. Напишем уравнение
диссоциации H2S в водном растворе и выражение константы диссоциации Кд1.
Диссоциация по второй ступени протекает значительно слабее и концентрацией
ионов водорода, образующихся по второй ступени диссоциации можно пренебречь.
H2S ↔ H+ + HS⎯
Кд1 = [H+] • [HS⎯] / [H2S]
(18)
+
+
где [H ] или С(H ) – молярная концентрация ионов водорода в растворе,
моль/л;
[HS⎯] или С(HS⎯) – молярная концентрация гидросульфид-ионов в растворе, моль/л;
[H2S] или С(H2S) – молярная концентрация сероводородной кислоты в
растворе, моль/л;
Очевидно, что [H+] = [HS⎯], следовательно:
Кд1 = [H+]2 /[H2S]; [H+] =
К L × [Н 2 S ] .
Переведём массовую долю раствора H2S в молярную концентрацию:
Допустим, имеется 100г 0,5 % раствора. Плотность раствора равна 1г/мл.
Объём раствора рассчитаем по формуле (6)
V = mp / ρ = 100г / 1 г/мл. = 100г
Масса вещества (mв), содержащегося в 100г раствора составит 0,5г. Рассчитаем по формуле (4) количество молей H2S (n(H2S)):
n(H2S) = mв / М(H2S) = 0,5 / 34,0 = 0,015моль.
Молярную концентрацию С(H2S) определим по формуле (3)
С(H2S) = n(H2S) / V = 0,015моль / 0,1л = 0,15моль/л.
Для определения концентрации ионов водорода и рН воспользуемся формулами (15) и (12)
[H+] = К Д × [Н 2 S ] = 9,0 × 10 −8 × 0,15 = 1,16•10-4 моль/л.
рН = -lg [Н+] = -lg 1,16•10-4 = 4 – lg 1,16 = 3,94.
21
Ответ: рН =3,94
Задание б)
Определите массовую долю и молярную концентрацию раствора Ca(OH)2,
рН которого равен 11,0. Плотность раствора равна 1г/мл.
Введём необходимые обозначения:
Водородный показатель раствора Ca(OH)2– рН = 11,0.
Плотность раствора – ρ = 1г/мл.
Определить массовую долю раствора Ca(OH)2 – ω(Сa(ОН)2), %.
Определить молярную концентрацию раствора Ca(OH)2 – С, моль/л.
Решение
Молярную концентрацию раствора Ca(OH)2 можно определить из уравнения электролитической диссоциации Ca(OH)2, который является сильным основанием: Сa(ОН)2 → Сa2+ + 2OH⎯. Очевидно, что С (Сa(ОН)2) = С(ОН⎯) / 2. Для определения рОН воспользуемся формулой (17)
рОН = 14 – рН = 14 – 11 = 3
Для определения С(ОН⎯) воспользуемся формулой
С(ОН⎯) = 10-рОН = 10-3 моль/л.
(19)
Рассчитаем молярную концентрацию раствора Ca(OH)2:
С(Сa(ОН)2) = С(ОН⎯) / 2 = 10-3 моль/л / 2 = 5•10-4 моль/л.
Массовую долю раствора Ca(OH)2 рассчитаем, допустив, что объём раствора – 1л, масса раствора, соответственно,1000г. По определению молярной
концентрации в 1л раствора содержится 5•10-4 моль Сa(ОН)2, рассчитаем массу
вещества в этом растворе, используя формулу (4)
n(Сa(ОН)2) = mв / М(Сa(ОН)2) → mв = n(Сa(ОН)2) • М(Сa(ОН)2) =
= 5•10-4 моль•74г/моль = 3,7•10-2г.
Определим массовую долю раствора Ca(OH)2 по формуле (2)
ω(Сa(ОН)2) = mв• 100% / mp = 3,7•10-2г• 100% / 1000г = 3,7•10-3%
Ответы: С(Сa(ОН)2) = 5•10-4 моль/л: ω(Сa(ОН)2) = 3,7•10-3%.
ОН⎯.
Задание в)
Определите рН в растворе, в 100мл которого содержится 0,05 моль ионов
Введём необходимые обозначения:
Объём раствора - V = 100мл = 0,1л;
Количество молей ионов OH⎯. n(ОН) = 0,05моль;
Определить:
Водородный показатель в растворе – рН.
Решение
В щелочных растворах рН рассчитывают по формуле (17)
22
рН = 14 – рОН.
Для расчёта рОН воспользуемся формулой (16)
рОН = -lg [ОН⎯].
Концентрацию гидроксид – ионов определим по формуле (3)
[ОН⎯] = n(ОН⎯) / V.
Таким образом, [ОН⎯] = n(ОН⎯) / V = 0,05моль / 0,1л = 0,5 моль/л.
рОН = -lg [ОН⎯] = -lg 0,5 = 0,3.
рН = 14 – рОН = 14 – 0,3 = 13,7.
Ответ: рН = 13,7.
Задание г)
Определите рН в растворе, полученном при сливании 450мл 0,01М раствора Ca(OH)2 и 300мл 0,02М раствора HCl.
Введём необходимые обозначения:
Объём раствора Ca(OH)2 - V1 = 150мл = 0,15л;
Молярная концентрация раствора Ca(OH)2 – С1 = 0,01моль/л;
Объём раствора HCl – V2 = 300мл = 0,3л
Молярная концентрация раствора HCl – С2 = 0,02моль/л;
Плотности всех растворов – ρ = 1г/мл.
Определить водородный показатель в третьем смешанном растворе– рН3.
Решение
Напишем уравнение реакции нейтрализации:
Ca(OН)2 + 2HCl → CaCl2 + 2Н2О
Реакцию среды после процесса нейтрализации будет определять избыток
кислоты или основания, если данные вещества не реагируют в эквимолекулярных соотношениях. Для ответа на вопрос, какое вещество находится в избытке,
определим количество молей Ca(OН)2 (n1) и HCl (n 2)в смешанном растворе, используя формулу (3)
С1 = n1 / V1 → n1 = С1•V1 = 0,01моль/л • 0,015л = 0,0015моль
n 2 = С2•V2 = 0,02моль/л • 0,3л = 0,006моль.
1 моль Ca(OН)2 реагирует с 2 моль HCl, следовательно 0,0015моль
Ca(OН)2 прореагирует с 0,003моль HCl. Таким образом, HCl находится в избытке. Избыток количества молей HCl составляет:
∆n2 = 0,006моль – 0,003моль = 0,003моль
HCl – сильная кислота и диссоциирует нацело и необратимо:
где
HCl → H+ + Cl⎯.
Очевидно, что [H+]3 = С(HCl)3 = n(HCl)3 / V3
[H+]3 – концентрация ионов водорода после процесса нейтрализации;
С(HCl)3 – концентрация HCl после процесса нейтрализации;
n(HCl)3 – количество молей HCl после процесса нейтрализации;
V3 – объём смешанного раствора.
23
Объём смешанного раствора равен сумме раствора Ca(OH)2 (V1) и раствора HCl (V2), так как плотности этих растворов равны 1г/мл:
V3 = V1 + V2 = 0,15л + 0,3л = 0,45л.
Рассчитаем концентрацию ионов водорода после процесса нейтрализации
[H+]3 по формуле (3) и рН3 по формуле (15)
[H+]3 = n(HCl)3 / V3 = 0,003моль / 0,45л = 0,0067моль/л = 6,7•10-3моль/л.
рН3 = - lg[Н+] = -lg 6,7•10-3моль/л = 2,17
Ответ: рН3 = 2,17.
4 ОБМЕННЫЕ РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ.
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
15
Все реакции можно разделить на два типа: 1) реакции, протекающие с
изменением степени окисления элементов (окислительно-восстановительные
реакции); 2) реакции, протекающие без изменения степени окисления элементов. Ко второму типу относятся обменные реакции в растворах электролитов. В
разбавленных растворах электролитов реакции протекают в большинстве случаев между ионами. Для описания подобных реакций пользуются ионномолекулярными уравнениями. При составлении таких уравнений руководствуются следующими правилами: 1) в виде ионов записывают только хорошо растворимые и сильные электролиты; 2) в виде молекул записывают нерастворимые в воде соединения и слабые электролиты. В смеси разбавленных растворов двух электролитов обменная реакция возможна, если в результате образуются слабые электролиты и малорастворимые в воде соединения.
1) Пример образования малодиссоциированных соединений, более слабых, чем исходные электролиты.
Уравнение реакции в молекулярном виде:
3NaOН + Н3PO4 → Na3PO4 + 3Н2О
Уравнение реакции в молекулярном виде:
3Na+ + 3OН⎯ + Н3PO4 → 3Na+ + PO43⎯ + 3Н2О
Уравнение реакции в молекулярном виде (краткое):
3OН⎯ + Н3PO4 → PO43⎯ + 3Н2О
Вода слабее фосфорной кислоты, поэтому равновесие в данной реакции
смещено вправо. Обратите внимание на то, что вода слабее любой кислоты и
любого основания.
2) Пример образования малорастворимых в воде соединений.
Уравнение реакции в молекулярном виде:
Na2SO4 + Ba(ОН)2 → BaSO4 + 2NaОН
Уравнение реакции в ионно-молекулярном виде:
2Na+ + SO42⎯ + Ba2+ + 2ОН⎯ → BaSO4↓ + 2Na+ + ОН⎯
Уравнение реакции в ионно-молекулярном виде (краткое):
SO42⎯ + Ba2+ → BaSO4↓
16
Примером реакции обмена в растворе может служить гидролиз соли.
Гидролиз – это процесс обменного взаимодействия вещества с водой. Упрощённо процесс гидролиза можно представить следующей схемой:
К+А⎯ + Н+ОН⎯ ↔ К+ОН⎯ + Н+А⎯
24
Реакция пойдёт, если хотя бы один из полученных продуктов является
слабым электролитом. Таким образом, гидролизу подвержены все соли, образованные анионом слабой кислоты или катионом слабого основания. В кратком
ионно – молекулярном виде гидролиз таких солей схематично можно представить следующими уравнениями:
А⎯ + Н+ОН⎯ ↔ Н+А⎯ + ОН⎯
К+ + Н+ОН⎯ ↔ К+ОН⎯ + Н+
Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, не гидролизуются и реакция среды в растворах таких солей нейтральная (рН = 7).
Пример соли, гидролизующейся только по катиону: нитрат бериллия
Bе(NO3)2. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой, поэтому
реакция среды в растворе данной соли кислая (рН < 7).
Пример соли, гидролизующейся только по аниону: карбонат калия К2CO3.
Соль образована слабой кислотой и сильным основанием, поэтому реакция
среды в растворе данной соли щелочная (рН > 7).
Пример соли, гидролизующейся и по катиону, и по аниону: цианид аммония NH4СN (слабая кислота и слабое основание). Для определения реакции
среды в растворе данной соли необходимо сравнить константы диссоциации кислоты и основания. Константа диссоциации основания (1.8•10-5) больше константы диссоциации кислоты (10-10), следовательно, реакция среды в водном
растворе цианида аммония щелочная (рН > 7). Подробнее с уравнениями реакций гидролиз солей Bе(NO3)2, К2CO3 и NH4СN рассмотрен на стр.26-27.
Количественно гидролиз соли характеризуется степенью гидролиза (h) и
константой гидролиза (Кг). Степень гидролиза (h) представляет собой отношение числа прогидролизованных молекул к общему числу молекул соли, введённых в раствор. Константа гидролиза – это константа равновесия процесса гидролиза. Например, для гидролиза по аниону в общем виде А⎯ + НОН ↔ НА + ОН⎯
можно записать:
(20)
Кг = [НА][ОН⎯⎯] / [А⎯],
где [ОН⎯⎯] и [НА] - молярные концентрации гидроксид - ионов и слабой кислоты
в растворе, моль/л;
[А⎯] - молярная концентрация аниона слабой кислоты в растворе (или концентрация соли, если кислота одноосновна), моль/л.
4.1 Вопросы к контрольному заданию
а) Напишите уравнения трёх реакций, указанных в пункте а) Вашего варианта, в молекулярном и ионно-молекулярном виде, в водном растворе, назовите
полученные соединения
б) Определите, какие соли, указанные в задании б) будут подвергаться
гидролизу в водном растворе. Приведите для данных солей молекулярные и
ионно-молекулярные уравнения гидролиза. Оцените реакцию среды в их водных
растворах и приведите выражение константы гидролиза для каждой ступени
гидролитических процессов.
25
№
49
50
51
52
53
54
55
56
57
58
59
60
61
62
63
64
Таблица 5 – Задания к разделу: «Основные классы неорганических соединений»
а)
б)
селенид калия + нитрат свинца (2); си- Цианид аммония; хлорид цинка; сульликат натрия + азотная кислота; гидро- фид натрия; селенат калия; формиат
натрия.
ксид кальция + оксид углерода (4).
ацетат аммония; сульфат никеля; иодид
азотистая кислота + формиат натрия;
сульфид калия + гидроксид меди; оксид кальция; нитрат лития; сульфит калия.
серы (4) + гидроксид бария.
сульфат алюминия; селенид натрия;
сульфат аммония + гидроксид натрия;
карбонат натрия + соляная кислота; гид- иодид калия; нитрит аммония; нитрат
бария.
роксид кальция + фосфат калия.
муравьиная кислота + гидроксид аммо- нитрат меди (2); формиат аммония;
ния; сульфид калия + нитрат свинца (2); бромид натрия; сульфат калия; карбонат натрия.
цианид натрия + соляная кислота.
уксусная кислота + гидроксид бария; хлорид кальция; фосфат калия; нитрит
бромид алюминия + нитрат серебра; ок- аммония; бромид натрия; нитрат железа
(3).
сид серы (4) + гидроксид натрия.
гидроксид аммония + серная кислота, нитрат висмута (3); селенат калия;
гидроксид лития + нитрат меди (2); оксид сульфит лития; фторид аммония; иодид
стронция.
углерода (4) + гидроксид натрия.
хромат серебра + хлорид натрия; серо- карбонат калия; сульфат хрома (3); иоводородная кислота + хлорид меди; му- дид натрия; сульфит калия; нитрат
кальция.
равьиная кислота + нитрит натрия.
азотистая кислота + карбонат калия; ио- селенат натрия; фосфат калия; хлорид
дид стронция + нитрат серебра; сульфат меди; формиат аммония; сульфат лития.
хрома (3) + гидроксид натрия.
уксусная кислота + гидроксид аммония; теллурид калия; карбонат аммония;
оксид углерода (4) + гидроксид натрия; хлорид лития; сульфат меди (2); селенат калия.
бромид алюминия + нитрат серебра.
гидроксид аммония + бромоводород; бромид кальция; карбонат аммония; сисерная кислота + гидроксид алюминия; ликат калия; нитрат натрия;
сульфид калия + нитрат свинца (2).
хлорид аммония + гидроксид натрия; ио- иодид стронция; сульфит лития; фосдид стронция + ацетат серебра; сульфит фат натрия; нитрат кальция селенат
железа (3).
лития + серная кислота.
муравьиная кислота + ацетат натрия; сульфит калия; хлорид алюминия; нитформиат кальция + уксусная кислота; рат висмута; сульфат натрия; ацетат
аммония.
нитрат бария + сульфат алюминия.
гидроксид аммония + серная кислота; карбонат аммония; нитрат радия; персульфат стронция + хлорид бария; кар- манганат калия; сульфид кальция; иодид алюминия.
бонат кальция + азотная кислота.
азотистая кислота + ацетат лития; сили- нитрит кальция; фторид лития; нитрат
кат калия + серная кислота; оксид цинка цинка; сульфат калия; селенид аммония.
+ азотная кислота.
нитрит кальция + серная кислота; оксид селенат меди; ортофосфат калия; нитбария + хлороводородная кислота; рат бария; сульфат алюминия; нитрат
бария.
сульфат никеля (2) + гидроксид натрия.
муравьиная кислота + нитрит натрия; карбонат калия; нитрат бериллия; иодид
гидроксид аммония + плавиковая кисло- натрия; цианид аммония; нитрат кальция.
та; гидроксид бария + оксид серы (4).
26
4.2 Пример решения контрольного задания (задача № 64 )
Задание а)
1) В результате реакции муравьиной кислоты с нитритом натрия в водном
растворе, получаются формиат натрия и азотистая кислота;
НСООН + NaNO2 → НСООNa + НNO2
НСООН + Na+ + NO2⎯ → НСОО⎯ + Na+ + НNO2.
Муравьиная и азотистая кислоты – слабые электролиты, поэтому в ионномолекулярном виде формулы этих соединений надо записывать в виде молекул.
2) В результате реакции гидроксида аммония с плавиковой (фтороводородной) кислотой получаются фторид аммония и вода:
NH4ОН + НF → NH4F + H2О
NH4ОН + НF → NH4+ + F⎯ + H2О
Гидроксид аммония и фтороводородная кислота – слабые электролиты,
однако вода значительно более слабый электролит, поэтому равновесие процесса смещено в сторону прямой реакции.
3) В результате реакции гидроксида бария (сильного электролита) с оксидом серы (4) получаются мало растворимый в воде сульфит бария и вода (очень
слабый электролит):
Ba(ОН)2 + SO2 → BaSO3 + H2О
Ba2+ + 2ОН⎯ + SO2 → BaSO3 ↓ + H2О
Задание б)
Из пяти солей, данных в условии задачи № 64, гидролизуются в водном
растворе только три соли: карбонат калия (К2CO3); нитрат бериллия (Bе(NO3)2), и
цианид аммония (NH4CN). Иодид натрия не гидролизуется в водном растворе,
так как эта соль образована сильными электролитами: сильным основанием
(гидроксидом натрия NaОН) и сильной иодоводородной кислотой (НJ). Нитрат
кальция образован сильным основанием (гидроксидом кальция Сa(ОН)2) и сильной азотной кислотой (НNO3).
Карбонат калия (К2CO3) гидролизуется по аниону, так как данная соль образована сильным основанием (гидроксидом калия КОН) и слабой угольной кислотой (Н2CO3).
Уравнения реакции гидролиза карбоната калия в ионно-молекулярном виде (краткая форма) позволяют сделать вывод о щелочной реакции среды в водном растворе карбоната калия (рН > 7):
1-ая ступень - CO32⎯ + H2О ↔ HCO3⎯ + ОН⎯
2-ая ступень - HCO3⎯ + H2О ↔ Н2CO3 + ОН⎯
Уравнения реакции гидролиза карбоната калия в молекулярном виде:
1-ая ступень – К2CO3 + H2О ↔ КHCO3 + КОН
27
2-ая ступень - КHCO3 + H2О ↔ Н2CO3 + КОН
Константы равновесия 1-ой и 2-ой ступеней гидролиза карбоната калия
(константы гидролиза) можно выразить из уравнения процесса в ионномолекулярном виде:
Кг1 = [HCO3⎯ ] · [ОН⎯ ]/ [CO32⎯ ] = Кw/ Кд2 кислоты
Кг2 = [H2CO3] · [ОН⎯ ]/ [HCO3⎯ ] = Кw/ Кд1 кислоты
Нитрат бериллия (Bе(NO3)2), гидролизуется по катиону, так как данная
соль образована слабым основанием (гидроксидом бериллия Bе(ОН)2) и сильной азотной кислотой (НNO3).
Уравнения реакции гидролиза нитрата бериллия в ионно-молекулярном
виде (краткая форма) позволяют сделать вывод о кислой реакции среды в водном растворе нитрата бериллия (рН < 7):
1-ая ступень – Bе2+ + H2О ↔ BеОН+ + Н+
2-ая ступень - BеОН+ + H2О ↔ Bе (ОН)2 + Н+.
Уравнения реакции гидролиза нитрата бериллия в молекулярном виде:
1-ая ступень - Bе(NO3)2 + H2О ↔ BеОНNO3 + НNO3
2-ая ступень - BеОНNO3 + H2О ↔ Bе(ОН)2 + КОН
Константы равновесия 1-ой и 2-ой ступеней гидролиза карбоната калия
(константы гидролиза) можно выразить из уравнения процесса в ионномолекулярном виде:
Кг1 = [BеОН+] · [Н+]/ [Bе 2+] = Кw/ Кд2 основания
Кг2 = [Bе(ОН)2] · [Н+]/ [BеОН+] = Кw/ Кд1основания
Гидролиз цианида аммония протекает и по катиону, и по аниону, так как
гидроксид аммония и цианистая кислота – слабые электролиты:
NH4+ + СN⎯ + H2О ↔ NH4ОН + НСN
Уравнения реакции гидролиза цианида аммония в молекулярном виде:
NH4СN + H2О ↔ NH4ОН + НСN
Сравнение констант диссоциации гидроксида аммония (1.8•10-5) и цианистой кислоты (10-10) позволяет определить реакцию среды в водном растворе
цианида аммония. Константа диссоциации основания больше константы диссоциации кислоты, следовательно, реакция среды в водном растворе цианида
аммония щелочная (рН > 7).
28
5 ВОПРОСЫ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К ЭКЗАМЕНУ
1 Оксиды. Номенклатура оксидов. Солеобразующие и несолеобразующие
оксиды. Кислотные, основные и амфотерные оксиды (примеры). Химические
свойства кислотных, основных и амфотерных оксидов: взаимодействие с водой,
оксидами, кислотами и основаниями.
2 Кислоты. Определение понятия «кислота» с позиций теории электролитической диссоциации. Классификация кислот: по: 1)основности; 2) силе электролита; 3) содержанию кислорода; 4) мета - и ортокислоты. Названия кислородсодержащих и бескислородных кислот. Уравнения электролитической диссоциации сильных кислот (на примере серной) и слабых кислот (на примере фосфорной) в водном растворе. Химические свойства кислот: взаимодействие с металлами, основными оксидами, и основаниями.
3 Основания. Определение понятия «основание» с позиций теории электролитической диссоциации. Номенклатура оснований. Классификация оснований по: 1) кислотности; 2) силе электролита. Сильные основания – щёлочи, амфотерные гидроксиды. Уравнения электролитической диссоциации сильных и
слабых оснований в водном растворе. Химические свойства оснований: взаимодействие с кислотными оксидами, и кислотами.
4 Соли. Определение понятия «соль» с позиций теории электролитической
диссоциации. Классификация солей (соли кислые, средние и основные). Номенклатура солей. Составление формулы соли по её названию. Уравнения диссоциации средних, кислых, и основных солей. Составление формулы соли по её
названию. Способы получения солей.
5 Основные классы неорганических соединений. Оксиды. Кислоты. Основания. Соли. Взаимные переходы между основными классами неорганических
соединений.
6 Атомно-молекулярное учение. Основные понятия химии: атом, молекула,
элемент, моль, относительная атомная и молекулярная массы, молярная масса
и молярный объём, число Авогадро.
7 Стехиометрические законы: закон сохранения массы, закон постоянства
состава, закон Авогадро и следствия из него. Примеры задач на законы стехиометрии.
8 Основные сведения о строении атома. Составные части атома: ядро
(протоны, нейтроны), электроны. Квантовый характер излучения и поглощения
энергии. Двойственная природа электрона. Формы электронных облаков для s-,
p-, d-, f-состояний. Понятие атомной орбитали. Принцип Паули. Энергетический
уровень и подуровень.
9 Химическая связь. Ковалентная химическая связь (полярная и неполярная). Обменный и донорно-акцепторный механизмы образования ковалентной
связи. Ионная связь как предельный случай полярной ковалентной связи. Примеры соединений с ковалентной и ионной связями. Металлическая связь. Водородная связь.
10 Понятие о химическом равновесии. Скорости прямой и обратной реакций. Закон действующих масс. Динамический характер химического равновесия.
Константа химического равновесия как характеристика системы в состоянии
равновесия. Смещение химического равновесия: влияние на химическое равно-
29
весие температуры, давления и концентраций реагирующих веществ. Принцип
Ле-Шателье.
11 Растворы. Определение понятий «раствор», «растворитель», «растворённое вещество». Различные способы выражения концентраций растворов:
массовая доля ω(X), молярная концентрация C(X) и их взаимные пересчёты.
12 Теория электролитической диссоциации. Электролиты и неэлектролиты. Сильные и слабые электролиты, Ступенчатая диссоциация слабых электролитов. Степень диссоциации. Расчёт концентраций ионов в растворах сильных
электролитов.
13 Равновесия в растворах слабых электролитов. Константа диссоциации
и связь константы со степенью диссоциации. Расчёт концентраций ионов в растворах слабых кислот и оснований (в децимолярном растворе азотистой кислоты или гидроксида аммония).
14 Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды.
Концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов в нейтральных, щелочных и
кислых растворах. Водородный и гидроксидный показатели: pH и pOH. Расчёты
pH в растворах слабых и сильных кислот и оснований.
15 Типы химических реакций. Реакции, протекающие без изменения степени окисления. Обменные реакции в растворах электролитов: взаимодействия
между кислотами и основаниями (реакции нейтрализации) с образованием кислых, средних и основных солей; обменные взаимодействия с образованием малорастворимых соединений и слабых электролитов. Запись уравнений обменных реакций в молекулярном, полном и сокращённом ионно-молекулярном виде.
16 Гидролиз солей как обменная реакция, обратная реакции нейтрализации. Соли, гидролизующиеся только по катиону, только по аниону, одновременно и по катиону, и по аниону. Запись уравнений реакций гидролиза в молекулярном и сокращённом ионно-молекулярном виде. Степень гидролиза. Константа
гидролиза как частный случай константы химического равновесия применительно к процессу гидролиза. Связь степени гидролиза с константой гидролиза. Подавление и усиление гидролиза
17 Окислительно-восстановительные реакции. Определение понятий: степень окисления, окислитель, восстановитель, окисление и восстановление. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций с известными
продуктами ионно-электронным методом (методом полуреакций).
30
СПИСОК ЛИТЕРАТУРНЫХ ИСТОЧНИКОВ
1. Глинка Н.Л. Общая химия. – Л.: Химия, 1985.
2. Общая химия в формулах, определениях и схемах. / Под ред. Тикавого
В.Ф. – Мн.: Изд-во: Университетское, 1987.
3. Суворов А.В., Никольский А.Б. Общая химия. – С.-П.: Химия, 1995.
4. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 1981.
5. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – М.: Химия, 1980.
6. Гольбрайх З.Е. Сборник задач и упражнений по химии. – М.: Высшая школа, 1984.
31
Приложение А
(справочное)
ТаблицаА-1 - Плотности водных растворов некоторых неорганических соединений при 200.
Массовая
доля
раствора,
%
1,0
2,0
3,0
4,0
5,0
6,0
7,0
8,0
9,0
10,0
11,0
12,0
NaCl
NH4Cl
KBr
1,005
1,013
1,027
1,041
1,056
1,071
1,086
1,001
1,005
1,011
1,017
1,023
1,029
1.034
1,005
1,013
1,028
1,043
1,058
1.074
1,090
Na2SO4 CuSO4
1,008
1,016
1.026
1,035
1,044
1.054
1,063
1,072
1,082
1,092
1,111
1,009
1,019
1,040
1,062
1,084
1,107
1,131
BaCl2
1,016
1,034
1,053
1.072
1,092
1,113
Al2(SO4)3 Н2SO4
1,009
1,019
1,040
1,061
1,083
1,105
1,129
1,005
1,012
1,018
1,025
1,030
1,038
1,045
1,052
1,059
1,066
1,080
Таблица А-2 - Константы диссоциации слабых электролитов в
водных растворах слабых электролитов при 250С по первой ступени. Плотности водных растворов некоторых неорганических
соединений при 200.
Формула
HF
H2 S
H2 Se
H2 Te
HBчO
HIO
HCIO
HNO2
H2 CO3
H3PO4
HCOOH
CH3 COOH
HCN
H3 BO3
NH4 OH
К диссоциации
6,61Х10-4
9,0Х10-8
1,9Х10-4
1,0Х10-3
2,5Х10-9
2,0Х10-11
1,0Х10-7
5,1Х10-4
4,45Х10-7
7,5Х10-3
2,0Х10-4
1,8Х10-5
7,9Х10-10
5,8Х10-10
1,8Х10-5
32
КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
ПО КУРСУ ОБЩЕЙ И
НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ
Методические указания для студентов
заочной формы обучения
технологических специальностей
Составитель
доцент Сухарева Н.И.
Рецензент
профессор Ясинецкий В.В.
Редактор
Бажанова Т.П.
Технический редактор
Щербакова А.А.
__________________________________________________________________
Подписано в печать 23.07.2004
Формат 60х84
1/16
Печать офсетная. Усл. печ. л. 1,9
Уч. изд. л. 2
Тираж 415
Заказ 108
Бесплатно
ЛП № 226 от 12.02.2003 г.
ЛИ № 604 от 03.06.2003 г.
_________________________________________________________
Отпечатано на ризографе МГУП
212027 Могилев, пр. Шмидта,3