МОЛЬ. ЭКВИВАЛЕНТ. МОЛЯРНАЯ МАССА. ЗАКОН КЛАПЕЙРОНА – МЕНДЕЛЕЕВА.

ХИМИЯ

ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ

(ДЛЯ ЗАОЧНОГО И ДИСТАНЦИОННОГО ОБРАЗОВАНИЯ)

Учебно-методическое пособие

 

 

Для студентов дистанционной и заочной форм обучения всех технических специальностей

 

ЦДО Московского государственного университета леса

Москва – 2004

 

 

УДК 54

6Л2 Неклюдов А.Д., Жилин Ю.Н., Иванкин А.Н. Химия. Вопросы и задачи (для заочного и дистанционного образования). Учебно- методическое пособие для студентов всех технических спец.

дистанционной и заочной форм обучения. – М.: МГУЛ. 2004.

 

 

В данном учебно-методическом пособии изложен порядок сдачи экзамена по общей химии и приведены вопросы и задачи для самостоятельной и контрольных работ

 

 

Разработано в соответствии с Государственным образовательным стандартом ВПО 2000 г. для направления подготовки 655000 по всем указанным техническим специальностям на основе примерной программы дисциплины «Общая химия».

 

Кафедра химии и биотехнологии лесного комплекса

 

Авторы – Андрей Дмитриевич Неклюдов, профессор;

Юрий Николаевич Жилин, доцент; Андрей Николаевич Иванкин

 

 

© Неклюдов А.Д., Жилин Ю.Н., Иванкин А.Н., 2004

© ЦДО Московского государственного университета леса, 2008

 

 

Оглавление

1. Предисловие. ................................................................................................................................... 4

2. Контрольная работа 1. .................................................................................................................. 5

2.1. МОЛЬ. ЭКВИВАЛЕНТ. МОЛЯРНАЯ МАССА. ЗАКОН КЛАПЕЙРОНА – МЕНДЕЛЕЕВА............................................................................................................................................................................ 5

2.2. ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ.............................................................. 11

2.3. СТРОЕНИЕ АТОМА.................................................................................................................................................... 13

2.4. ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА...................................... 17

2.5. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ.............................................................................. 20

2.6. ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ........................................................................................ 24

2.7. НАПРАВЛЕНИЕ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ......................................................................................... 28

2.8. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ..................................................................................... 32

2.9. РАСТВОРЫ. СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ СОСТАВА РАСТВОРОВ.......................................... 35

3. Контрольная работа 2. ................................................................................................................ 39

3.1. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ............................................................................................................................. 46

3.2. ВОДА КАК СЛАБЫЙ ЭЛЕКТРОЛИТ............................................................................................................. 48

3.3. ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ.......................................................................................................... 50

3.4. ОБМЕННЫЕ РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ......................................................... 52

3.5. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ...................................................................................................................................................... 54

3.6. ОКИСЛИТЕЛЬНО–ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ............................................................. 56

3.7. ХИМИЧЕСКИЕ ИСТОЧНИКИ ТОКА. ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ.......................... 59

3.8. ЭЛЕКТРОЛИЗ................................................................................................................................................................... 61

3.9. ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ И МЕТОДЫ ЕЕ УСТРАНЕНИЯ......................................................................... 63

4. РЕКОМЕНДУЕМАЯ ЛИТЕРАТУРА. ................................................................................... 67

5. Приложения. .................................................................................................................................. 68

Т а б л и ц а 1.............................................................................................................................................................................. 68

Т а б л и ц а 2................................................................................................................................................................................ 68

Т а б л и ц а 3.............................................................................................................................................................................. 69

Т а б л и ц а 4.............................................................................................................................................................................. 70

Т а б л и ц а 5.............................................................................................................................................................................. 71

Т а б л и ц а 6.............................................................................................................................................................................. 72

Т а б л и ц а 7.............................................................................................................................................................................. 73

Т а б л и ц а 8.............................................................................................................................................................................. 79

Т а б л и ц а 9.............................................................................................................................................................................. 80

Т а б л и ц а 10............................................................................................................................................................................ 81

Т а б л и ц а 11............................................................................................................................................................................ 82

Т а б л и ц а 12............................................................................................................................................................................ 85

 

 

Предисловие

 

В круг предметов, которые студент первого курса изучает самостоятельно в режиме дистанционного обучения, входит и курс общей химии. При этом обязательной составной частью является выполнение двух контрольных работ, которые студент представляет преподавателю в конце семестра перед сдачей экзамена. Задания на контрольные работы приведены ниже.

Обе контрольные работы содержат по 9 задач. Студент выбирает их в соответствии с вариантом, выданным преподавателем. Каждая задача имеет четырехзначный номер (выделен жирным шрифтом). Первые две цифры номера задачи соответствуют номеру варианта. Вторые две цифры указывают порядковый номер темы, откуда берется задача. Оформление контрольных работ допускается произвольным (например, в ученической тетради), однако необходимо сохранять нумерацию задач. Решенные задачи должны содержать краткие пояснения.

Равномерная и систематическая работа над контрольными заданиями и по всему предмету в целом в течение семестра – залог успешной сдачи экзамена. В экзаменационный билет входят два теоретических вопроса и одна задача. Время подготовки по билету – один час.

В целях облегчения проработки материала выпущено пособие: Жилин Ю.Н. Избранные главы общей химии с примерами решения задач. Учебное пособие для студентов дистанционной формы обучения всех технических спец. М.: МГУЛ, 2004. – 124 с.

В нем в сжатом, но достаточном для студента дистанционной формы обучения объеме изложена необходимая теоретическая информация, разобраны примеры решения задач, приведены вопросы для самоконтроля, по которым можно составить представление о содержании экзаменационных билетов. В конце пособия приведены справочные сведения, необходимые при решении отдельных контрольных задач.

В качестве дополнительной рекомендуется следующая литература:

1. Глинка Н.Л. Общая химия. – М.: Интеграл-Пресс, 2002. – 728 с.

2. Коровин Н.В. Общая химия. – М.: Высшая школа, 1998. – 559 с.

3. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – М.: Интеграл- Пресс, 2003. – 240 с.

4. Дьяченко Л.А., Лосев В.П., Олиференко Г.Л. Химия. Учебное пособие для студентов заочного отделения. – М.: МГУЛ, 1997. – 93 с.

5. Иванкин А.Н., Неклюдов А.Д. Практикум по общей и неорганической химии: Учебное пособие для студентов специальности 260300 − М.: МГУЛ, 2004. − 157 с.

При составлении ниже перечисленных контрольных задач и вопросов, в основном, использовались материалы работ [3] и [4].

Контрольная работа 1

 

СТРОЕНИЕ АТОМА

 

ПРИМЕРЫ И ЗАДАЧИ

Задача 3.1. Дана пара химических элементов А и В: А – Si, В – H.

1. Каков состав ядра наиболее распространенного изотопа элемента А?

2.Сколько электронов у атомов этого элемента? Дайте распределение электронов атомов элемента А по уровням, подуровням и орбиталям в нормальном и возбужденном состояниях.

3. Укажите максимальную валентность элемента А и сопоставьте ее с положением элемента в периодической системе.

4. К какому семейству относится этот элемент? Является ли элемент А металлом или неметаллом?

5. Напишите формулы оксидов и гидроксидов этого элемента в разных степенях окисления и охарактеризуйте их свойства.

6. Приведите примеры соединений, наиболее типичных для данного элемента. Какие типы связей при этом образуются?

7. Какой тип связи реализуется при взаимодействии атомов элемента А с атомами элемента В? Как поляризованы атомы А и В в молекуле?

8. Какими свойствами будет обладать молекула (молекулы), образованная при взаимодействии атомов элемента А с атомами элемента В (полярность, стереохимия)?

9. Какие типы межмолекулярных взаимодействий реализуются между молекулами, образованными атомами элементов А и В?

10. Какими химическими свойствами они обладают? Напишите уравнения соответствующих реакций.

Решение.

1. Наиболее распространенным изотопом элемента кремния является изотоп с атомной массой 28. В состав ядра этого изотопа входят 28 нуклонов (14 протонов и 14 нейтронов).

2. У атома кремния 14 электронов. Эти электроны распределены по трем энергетическим уровням, так как кремний находится в третьем периоде периодической системы.

+14 2) 8) 4)

Распределены электроны по подуровням следующим образом:

1s²2s²2p⁶3s²3p².

Распределение электронов по орбиталям:

|↑ _|↑ _| _| n=3 |↑ ↓ | p |↑ ↓ |↑ ↓ |↑ ↓ | s n=2 |↑ ↓ | p n=1 |↑ ↓ | s

s

В возбужденном состоянии распределение электронов по орбиталям у атома кремния следующее:

Si * | ↑ _|_↑ _|_↑ _|

n=3 |_↑ _| p s

3. Максимальная валентность кремния – IV, и она соответствует номеру группы периодической системы, в которой расположен кремний.

4. Кремний относится к р–элементам. Это типичный неметалл.

5. Кремний образует оксид SiO₂, который является ангидридом кремниевой кислоты. Гидроксид оксида кремния – кремниевая кислота H₂SiO₃ – обладает всеми свойствами кислот.

6. Наиболее типичными соединениями являются SiH₄, SiO₂, SiCl₄, при этом реализуется полярная ковалентная химическая связь.

7. При взаимодействии атомов кремния с атомами водорода реализуется полярная ковалентная σ –химическая связь. В соединении SiH₄ атом кремния поляризован положительно, а атом водорода – отрицательно, так как электроотрицательность атома водорода – 2, 1, а электроотрицательность кремния – 1, 8.

8. При образовании молекулы SiH₄ у атома кремния реализуется sp³–гибридизация, так как Si предоставляет для образования связи одно s- и три p–электронных облака, в результате чего образуется молекула, имеющая пространственную (тетраэдрическую) форму. Молекула SiH₄ неполярная, хотя связь Si–H – полярная, неполярность молекулы объясняется равномерным распределением химических связей в пространстве (к вершинам тетраэдра).

9. Так как молекула неполярна, то между молекулами возникает электростатическое (дисперсионное) взаимодействие.

 

 

10. SiH₄ может взаимодействовать со щелочными металлами:

SiH₄ + 4Na = Na₄Si + 2H₂↑

Na₄Si – силицид натрия.

0103. Напишите электронные конфигурации атомов элементов с порядковыми номерами 9 и 28. К какому электронному семейству относится каждый из них?

0203. Напишите электронные конфигурации атомов фосфора и ванадия. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов?

0303. Какое максимальное число электронов может находиться в s-, p-. d- и f- орбиталях данного слоя. Почему?

0403. Напишите электронные конфигурации атомов марганца и селена. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов?

0503. Какие орбитали атома заполняются электронами раньше: 4s или 3d; 5s или 4р? Почему? Составьте электронную конфигурацию атома элемента с порядковым номером 21.

0603. Составьте электронные конфигурации атомов элементов с порядковым номером 17 и 29. Учтите, что у последнего происходит провал одного 4s- электрона на 3d- орбиталь. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов?

0703. Какие орбитали атома заполняются электронами раньше: 4d или 5s; 6s или 5р? Почему? Составьте электронную конфигурацию атома элемента с порядковым номером 43.

0803. Что такое изотопы? Чем можно объяснить дробность атомных масс большинства элементов периодической системы? Могут ли атомы разных элементов иметь одинаковую массу? Как называются подобные атомы?

0903. Составьте электронные конфигурации атомов элементов с порядковыми номерами 14 и 40. Какие электроны этих атомов являются валентными?

1003. Назовите элементы, имеющие следующие электронные конфигурации: [Ne]3s²3p⁵, [Ar]4s¹. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов и какие электроны их атомов являются валентными?

1103. Пользуясь периодической системой Д.И. Менделеева, написать электронные конфигурации элементов Cs и Аu. Указать их сходство и различие.

1203. Написать электронные конфигурации элементов № 23 и 33. Определить семейство, подчеркнуть валентные электроны. Для последнего электрона написать значения 4-х квантовых чисел.

303. Составьте электронные конфигурации атомов элементов с порядковыми номерами 16 и 28. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов и какие электроны их атомов являются валентными?

1403. Назовите элементы, имеющие следующие электронные конфигурации: [Kr]4d¹⁰5s²5p², [Ar]3d²4s². К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов и какие электроны их атомов являются валентными?

1503. Сколько и какие значения может принимать магнитное число m_l при орбитальном квантовом числе l = 0, 1, 2 и 3? Какие элементы в периодической системе носят название s-, p-, d-, f- элементов? Приведите примеры.

1603. Какие значения могут принимать квантовые числа n, l, m_l и m_s, характеризующие состояние электронов в атоме. Какие значения принимают они для внешних электронов атома магния?

1703. Чем отличается последовательность в заполнении орбиталей у атомов d-элементов от последовательности заполнения их у атомов s- и рэлементов? Составьте электронную конфигурацию атома элемента с порядковым номером 46, учитывая, что, находясь в пятом периоде, атомы этого элемента в пятом слое не содержат ни одного электрона.

1803. Составьте электронные конфигурации атомов элементов с порядковыми номерами 24 и 33, учитывая, что у первого происходит провал одного 4s-электрона на 3d-подуровень. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов и какие электроны их атомов являются валентными?

1903. Значения какого квантового числа определяют число s-, p-, d- и f-орбиталей в слое? Сколько всего s-, p-, и d-электронов в атоме кобальта?

2003. В чем заключается принцип запрета Паули? Может ли быть в каком-нибудь подслое атома р⁷ или d¹² - электронов? Почему? Составьте электронную конфигурацию атома элемента с порядковым номером 22 и укажите его валентные электроны.

2103. Напишите электронные конфигурации атомов элементов с порядковыми номерами 9 и 28. К какому электронному семейству относится каждый из них?

2203. Напишите электронные конфигурации атомов фосфора и ванадия. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов?

2303. Какое максимальное число электронов может находиться в s-, p-. d- и f- орбиталях данного слоя. Почему?

2403. Напишите электронные конфигурации атомов марганца и селена. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов?

2503. Какие орбитали атома заполняются электронами раньше: 4s или 3d; 5s или 4р? Почему? Составьте электронную конфигурацию атома элемента с порядковым номером 21.

2603. Составьте электронные конфигурации атомов элементов с порядковым номером 17 и 29. Учтите, что у последнего происходит провал одного 4s- электрона на 3d- орбиталь. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов?

2703. Какие орбитали атома заполняются электронами раньше: 4d или 5s; 6s или 5р? Почему? Составьте электронную конфигурацию атома элемента с порядковым номером 43.

2803. Что такое изотопы? Чем можно объяснить дробность атомных масс большинства элементов периодической системы? Могут ли атомы разных элементов иметь одинаковую массу? Как называются подобные атомы?

2903. Составьте электронные конфигурации атомов элементов с порядковыми номерами 14 и 40. Какие электроны этих атомов являются валентными?

3003. Назовите элементы, имеющие следующие электронные конфигурации: [Ne]3s²3p⁵, [Ar]4s¹. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов и какие электроны их атомов являются валентными?

 

Контрольная работа 2

 

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ (по разделам контрольной работы 2) Задача К2.1. Вещество пероксид водорода.

1. Напишите уравнение диссоциации (ионизации) электролита.

2. Вычислить концентрации ионов в моль/л и в г/л.

3. Вычислить степень диссоциации электролита.

4. Что надо добавить к раствору данного электролита, чтобы понизить степень его диссоциации?

Решение.

1. Н₂О₂ диссоциирует по двум ступеням:

 

Н2О2 Н+ + НО2–

НО₂– Н+ + О₂2–.

 

2. Чтобы рассчитать концентрацию ионов Н⁺ и НО₂^– в растворе (диссоциация идет преимущественно по первой ступени), надо написать математическое выражение константы диссоциации Н₂О₂:

 

[Н⁺] • [НО₂^–]

К Н₂О₂₍₁₎ = ― ― ― ― ― = 2, 0•10^–12,

[Н₂О₂]

 

[Н⁺] = [НО₂^–] = C ионов.

Концентрация Н₂О₂ = 0, 2 молей.

Концентрация дисcоциированной Н₂О₂ = Сα, так как α – малая величина, то ею можно пренебречь.

 

_______

Тогда К = С² ионов / Сн₂о₂; С ионов = √ К•Сн₂о₂. Следовательно,

____________

[Н⁺] = [НО₂^-] = √ 2, 0•10^-12 • 0, 2 = 6, 2•10^-7 моль/л.

 

3. Степень диссоциации Н₂О₂

 

α = (6, 2•10^-7 / 0, 2) •100 = 3, 1•10^-4 %.

 

4. Для понижения степени диссоциации к Н₂О₂ надо добавить растворимый электролит с одноименным ионом. Это может быть кислота (добавляем Н⁺ ионы), растворимая соль Н₂О₂, например, Na₂O₂ или NaHO₂ (гидропероксид натрия).

Задача К2.2. Напишите диссоциацию в строго нейтральной среде малорастворимого амфотерного гидроксида Sn(OH)₂. Как будет проходить диссоциация в: а) кислой среде; б) щелочной среде при действии на гидроксид? Уравнения реакции с кислотой и щелочью напишите в молекулярном и сокращенном виде.

Решение.

Диссоциация Sn(OH)₂ в строго нейтральной среде может быть выражена уравнением Sn²⁺ + 2OH^- Sn(OH)₂ H₂SnO₂ 2H⁺ + SnO₂^-2. В кислой среде равновесие смещается влево, то есть Sn(OH)₂ будет диссоциировать как основание: Sn(OH)₂ Sn²⁺ + 2OH^-.

В щелочной среде равновесие смещается вправо, то есть Sn(OH)₂ диссоциирует как кислота: Sn(OH)₂ H₂SnO₂ 2H⁺ + SnO₂^-2.

Уравнение реакции при действии кислоты в молекулярном виде:

Sn(OH)₂ + 2HCl → SnCl₂ +2H₂O;

в ионном виде: Sn(OH)₂ + 2H⁺→ Sn²⁺ + 2H₂O.

Уравнение реакции при действии щелочи в молекулярном виде: Sn(OH)₂ + NaOH → Na₂SnO₂ + 2H₂O; в ионном виде: Sn(OH)₂ + 2OH^- → SnO₂^2- + 2H₂O.

Задача К2.3. Дано произведение растворимости (ПР) малорастворимого электролита при t = 20^оС (ПРPbSO₄ = 2, 2 • 10^–8).

Рассчитать:

а) концентрацию ионов в моль/л, в г/л;

б) растворимость соли, г/л;

в) сколько грамм вещества можно растворить в 500 мл воды при той же температуре?

Решение. Уравнение диссоциации PbSO₄

PbSO₄ (раствор) Pb²⁺ + SO₄^-2; ПР PbSO₄ = [Pb²⁺] • [SO₄^-2].

Обозначим молярную концентрацию насыщенного раствора PbSO₄ через Х. Так как растворенная часть соли нацело диссоциирована, то [Pb²⁺] = [SO₄^-2], подставляем Х в уравнение ПР.

 

Х² = 2, 2 • 10^-8;

_________

Х = √ 2, 2 • 10^-8 = 1, 55 • 10^-4 моль/л.

 

Следовательно, [Pb²⁺] = [SO₄^-2] = 1, 55•10^-4 моль/л. Вычислить растворимость в граммах на 100 г.

МPbSO₄ = 303.

В 1000 г раствора содержится 1, 5 • 10^-4 • 303 г, В 100 г раствора содержится Х г.

 

Х = 1, 5 • 10^-4 • 303 • 100 / 1000 = 4, 5 • 10^-3 г.

В 500 мл раствора содержится 4, 5•10^-3 / 2 = 2, 25•10^-3 г. Задача 6.4.

Образуется ли осадок CaSO₄ при смешивании равных объемов 0, 02М растворов хлорида кальция и серной кислоты?

ПР _CaSO4 = 5, 1•10^-5.

Решение.

Объем смеси в 2 раза больше, а концентрация каждого из ионов в 2 раза меньше, чем в исходных растворах.

Следовательно,

[ CaCl₂] = [ Ca²⁺] = 0, 02 • 0, 5 = 1, 0•10^-2 моль/л; [H₂SO₄] = [ SO₄^-2] = 1, 0•10^-2 моль/л.

Откуда [Ca²⁺] • [ SO₄^-2] = 1, 0•10^-2 • 1, 0•10^-2 = 1, 0•10^-4 = ПК. Осадок образуется, так как ПР < ПК; 5, 1•10^-5 < 1, 0•10^-4.

 

Ионное произведение воды. рН раствора. Гидролиз солей

Задача К2.5. Вычислить рН 0, 28%-ного раствора соляной кислоты (плотность раствора равна 1).

Решение.

1. Определяем молярную концентрацию раствора

С_НСl = 0, 28 • 10 / 36, 5 = 7, 7•10^-2.

2. В растворе такой концентрации коэффициент активности практически равен 1, а так как степень диссоциации – 100%, то концентрация Н⁺-ионов равна концентрации, то есть [H⁺] = [НСl] = 7, 7•10^-2 моль/л.

3. рН = – lg[H⁺]; pH = – lg 7, 7 • 10^-2 = – lg 7, 7 – lg10^-2 = 2 – lg7, 7 = 2 – 0, 89 = 1, 11.

При определении рН обычно более двух цифр после запятой не вычисляют.

Задача К2.6. Вычислить рН 0, 017%-ного раствора муравьиной кислоты (К = 2•10^-4).

Решение. [HCOOH] = 0, 017 = 1, 7 •10^-2, HCOOH H⁺ + COOH ^–.

 

K = [H⁺] • [ COOH^–],

[HCOOH]

 

[H⁺] = [ COOH^–] = X K = (H⁺)²/ [НCOOH] = Х²/ [НCOOH]

2•10^-4 = [H⁺]² / 0, 017

_____________

[H⁺] = √ 2•10^-4•1, 7•10^-2 = 1, 8 •10^-3 моль/л.

рН = –lg 1, 8 • 10^-3 = –lg 1, 8 – lg10^-3 = 3 – 0, 27 = 2, 73.

Ответ: рН = 2, 73.

 

Задача К2.7. Вычислить концентрацию ионов водорода и гидроксид ионов, если рН = 10, 3.

Решение.

pH = –lg[H⁺]; lg[H⁺] = –10, 3.

[H⁺] = 5, 02•10^-11 моль/л;

[OH^–] = 10^-14 / 5•10^-11 = 2•10^-3 моль/л;

 

Ответ: [H⁺] = 5, 02•10^-11 моль/л; [OH^-] = 2•10^-3 моль/л.

Задача К2.8. Написать уравнения реакций гидролиза в сокращенной ионной, полной ионной и молекулярной формах и указать, как изменилась в результате гидролиза реакция среды (рН) в растворах соли – сульфата меди. Как влияет на гидролиз соли нагревание, разбавление раствора, добавление кислоты и щелочи.

Решение.

Сульфат меди (II) CuSO₄ – соль сильной кислоты и слабого основания, при растворении в воде гидролизуется:

 

CuSO₄ Cu²⁺ + SO₄^2–

HOH OH^– + H⁺

Cu²⁺ + OH^– (CuOH)⁺

HOH OH^– + H⁺

Cu²⁺ + H₂O (CuOH)⁺ + H⁺

Cu2+ + SO42– + H2O (CuOH)+ + H+ + SO42–

2CuSO₄ + 2H₂O (CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄.

 

В результате гидролиза соли в растворе накапливаются ионы водорода и реакция среды становится кислой (рН < 7). При разбавлении и нагревании степень гидролиза увеличивается.

Задача К2.9. Уравнять межмолекулярную реакцию методом электронного баланса:

NaCrO₂ + Br₂ + NaOH Na₂CrO₄ + NaBr +H₂O

Решение. Cоставим уравнения электронных переходов для восстановителя – хрома и окислителя – брома с учетом того, что в молекуле исходного вещества находятся два атома брома, а в продукте – один, то есть, уравняем количество атомов в левой и правой частях:

+3 +6

Cr – 3e = Cr 2

0 –1

Br₂ + 2e = 2Br 3

 

У восстановителяNaCrO₂должен стоять коэффициент 2, а у окислителя Br₂ – коэффициент 3, дальнейшее уравнивание происходит обычным путем. Окончательно имеем:

2NaCrO₂ + 3Br₂ + 8NaOH = 2Na₂CrO₄ + 6NaBr +4H₂O

Задача К2.10. Уравнять внутримолекулярную реакцию разложения хлората калия (бертолетовой соли) методом электронного баланса:

KClO₃ KCl + O₂

Решение. Уравнения электронных переходов для восстановителя – кислорода и окислителя – хлора выглядят следующим образом:

–2 0

2O₃ – 12e = 3O₂ 1

+5 –1

Cl + 6e = Cl 2

 

Таким образом, перед хлоратом должен стоять коэффициент 2 ^. 1 = 2, перед хлоридом 2 и перед кислородом 3^. 1 =3:

2KClO₃ = 2KCl + 3O₂

Задача К2.11. Уравнять реакцию диспропорционирования азотистой кислоты:

HNO₂ HNO₃ + NO + H₂O

Решение. Здесь в роли и восстановителя, и окислителя выступает азот, поэтому уравнения электронных переходов приобретают следующий вид:

 

+3 +5

N – 2e = N 1

+3 +2

N + 1e = N 2

 

Таким образом, перед азотистой кислотой необходимо поставить коэффициент 3 (одна молекула работает как восстановитель и две – как окислитель), перед азотной кислотой – 1 и перед оксидом азота – 2: 3HNO₂ = HNO₃ + 2NO + H₂O

 

Задача К2.12 Написать уравнение реакции и составить схему гальванического элемента, в котором электродами являются магниевая и цинковая пластинки, опущенные в растворы их ионов концентрацией 1 моль /л. Вычислить разность потенциалов этого элемента.

Решение. В электрохимическом ряду напряжений магний стоит левее цинка, поэтому его стандартный потенциал меньше, он будет отдавать электроны цинку, растворяясь по следующей полуреакции:

Mg – 2e = Mg²⁺,

а ионы цинка восстанавливаются на пластинке до металла:

Zn²⁺ + 2e = Zn

Сложив эти две полуреакции, получим уравнение ионной окислительно-восстановительной реакции, на основе которой работает элемент:

Mg + Zn²⁺ = Mg²⁺ + Zn, а схема элемента будет выглядеть следующим образом:

(–) Mg / Mg²⁺ Zn²⁺ / Zn (+)

Разность потенциалов элемента:

E = φ (Zn²⁺/Zn) – φ (Mg²⁺ /Mg),

где потенциалы электродов ищем по уравнению Нернста:

φ (Zn²⁺/Zn) = φ ⁰(Zn²⁺/Zn) + ^RT _ln ^[Ox]

zF [Red]

φ ⁰(Zn²⁺/Zn) = – 0, 76В (см. Приложения). Судя по полуреакции для цинка [Ox] = [Zn²⁺] = 1 моль /л, [Red] = 1, посколькуZn – твердое вещество. Подставим все это в последнее уравнение, получим:

φ (Zn²⁺/Zn) = – 0, 76 + ^RT _ln¹ = – 0, 76 + 0 = – 0, 76В

zF 1

Аналогично рассуждая, вычислим потенциал магниевого электрода:

φ (Mg²⁺/Mg) = φ ⁰(Mg²⁺/Mg)+ ^RT _ln ^[Ox] = –2, 36 + ^RT _ln¹ = –2, 36 +0 = – 2, 36В

zF [Red] zF 1

Разность потенциалов элемента равна:

Е = – 0, 76 – (– 2, 36) = 1, 60В

 

Задача К2.13 Вычислить мольную концентрацию ионов магния в растворе, если опущенная туда магниевая пластинка показывает потенциал –2, 40В при 25⁰.

Решение. По уравнению Нернста

φ (Mg²⁺ /Mg) = φ ⁰(Mg²⁺ /Mg) + ^RT _ln ^[Ox] ;

zF [Red]

где искомая концентрация находится из полуреакции:

Mg – 2e = Mg²⁺,

cогласно которой z = 2, [Ox] = [Zn²⁺]и [Red] = 1, посколькуMg – твердое вещество. Зная φ ⁰(Mg²⁺/Mg) = – 2, 36В (см. Приложения)и, подставив все известные величины в уравнение Нернста, получим:

–2, 40 = – 2, 36 + ;

или

– 0, 04 = 0, 0128 ln[Zn²⁺],

откуда

[Zn²⁺] = e^{− 3, 125} = 0, 044 M

Задача К2.14. Составить уравнение реакции электролиза расплава гидроксида калия.

Решение. В расплаве гидроксид калия диссоциирует на ионы:

KOH = K⁺ + OH^–

На катоде будет происходить восстановление катионов калия, а на аноде – окисление ОН^– анионов. Суммируем полуреакции на катоде и аноде для получения уравнения в ионной форме:

К⁺ + e = К 4 4ОН^– – 4e = О₂ + 2Н₂О 1 электролиз

4К⁺ + 4ОН^– 4К + О₂ + 2Н₂О

или в молекулярной форме:

электролиз

4КОН 4К + О₂ + 2Н₂О.

 

Задача К2.15. Составить уравнение реакции электролиза водного раствора сульфата калия.

Решение. Диссоциация сульфата калия в водном растворе:

K₂SO₄ = 2K⁺ + SO₄^2–

Как можно судить по электрохимическому ряду (Приложения), потенциал калия довольно низок по отношению к потенциалу водорода, поэтому на катоде следует ожидать восстановление катионов водорода. В общем случае рекомендуется пользоваться следующим ориентироваочным правилом:

– если металл находится в левой части электрохимического ряда (от Li и, приблизительно, до Al), то он не выделяется, а выделяется водород;

– если металл находится в средней части ряда ( приблизительно от Mn до Ni), то возможно выделение и металла, и водорода, при этом чем ближе металл расположен к водороду, тем лучше он выделяется;

– если металл находится в правой части ряда (приблизительно от Sn и до Au), то выделяется металл.

На аноде будет происходить окисление воды, поскольку сульфатионы не разряжаются в водных растворах. Электролиз будет представлен следующей схемой:

2Н₂О + 2e = Н₂ + 2ОН ^– 2 2Н₂О – 4e = 4Н⁺ + О₂ 1 электролиз

6Н₂О 2Н₂ + 4Н⁺ + 4ОН^– + О_2,

 

то есть, вблизи катода накапливается щелочь, а у анода образуется кислота и выделяется кислород. Если раствор электролита перемешивать, то произойдет реакция

4Н⁺ + 4ОН^– = 4Н₂О

и уравнение упростится:

электролиз

2Н₂О 2Н₂ + О₂

Интересно отметить, что сульфат калия в электролизе не участвовал.

 

Задача К2.16. При электролизе раствора гидроксида калия на аноде получено 25 мл газа. Сколько мл газа выделилось при этом на катоде?

Решение. Схема электролиза идентична представленной в выше. По общему уравнению электролиза устанавливаем, что на аноде выделился кислород объемом 25 мл. Тогда, судя по стехиометрическим коэффициентам, водорода должно выделиться в два раза больше, то есть, 50 мл.

 

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

 

0110. Определите степень диссоциации муравьиной кислоты в 0, 01 н растворе, если в 0, 001 л раствора содержится 6, 82^.10¹⁸ непродиссоциировавших молекул.

0210. Сколько непродиссоциировавших молекул должен содержать 1л 0, 0001н HCN, если константа диссоциации 4, 9^.10 ^-10?

0310. Вычислите степень диссоциации NH₄ОН в 1 н растворе, если в 1л этого раствора содержится 6, 045^.10²³ непродиссоциировавших молекул.

0410. Константа диссоциации масляной кислоты С₃Н₇СООН равна 1, 5^. 10 ^–5. Вычислите степень ее диссоциации в 0, 005М растворе.

0510. Во сколько раз концентрация ионов Н⁺ в 1н НNО₃(α = 82%) больше, чем в 1 н H₂SO₄ ( α =51%)?

0610. Степень диссоциации уксусной кислоты СН₃СООНв 1н, 0, 1н и

0, 01 н растворах соответственно равна 0, 42, 1, 34 и 4, 25%. Вычислив К_дис уксусной кислоты для растворов указанных концентраций, докажите, что константа диссоциации не зависит от концентрации раствора.

0710. Найти степень диссоциации хлорноватистой кислоты НОСl в 0, 2 н растворе.

0810. Степень диссоциации муравьиной кислоты НСООН в 0, 2 н растворе равна 0, 03. Определить константу диссоциации кислоты.

0910. Константа диссоциации Н₃РО₄по первой ступени равна 7, 1^.10 ^–3. Пренебрегая диссоциацией по другим ступеням, вычислите концентрацию Н⁺–ионов в 0, 5М растворе.

1010. Константа диссоциации азотистой кислоты равна 5 ^. 10 ^–4.

Вычислите степень диссоциации HNO₂ в ее 0, 01 М растворе.

1110. Какова концентрация водородных ионов в 1н HCN, если константа ее диссоциации К_дис = 4, 9^.10^–10?

1210. В растворе бензойной кислоты HC₇H₅O₂концентрация ионов водорода Н⁺ равна 3^.10^–3 моль/л. Вычислите концентрацию этого раствора, если К_дис = 6, 14^.10^–5 .

1310. Сколько воды нужно прибавить к 300 мл 0, 2 М раствора уксусной кислоты, чтобы степень диссоциации кислоты удвоилась?

1410. Принимая во внимание константу первичной диссоциации угольной кислоты Н₂СОз, равной 3^.10^–7, вычислите степень диссоциации и концентрацию Н⁺ –ионов в 0, 1М растворе этой кислоты.

1510. Сколько граммов HCOONa следует прибавить к 1 л 0, 1 н раствора НСООН для того, чтобы концентрация водородных ионов в растворе стала равной 10^–3 моль/л, К_дис(НСООН) = 2, 1^.10^{– 4}?

1610. Вычислить концентрацию гидроксид-ионов в растворе, содержащем смесь 0, 05н NН₄ОН и 0, 1М NН₄Сl.

1710. Сколько нужно прибавить ацетата натрия к 1л 0, 1 н раствора СНзСООН, К_дис = 1, 8^.10^–5, чтобы концентрация ионов водорода стала равной 1^.10^–6?

1810. Вычислить [Н⁺], [HSe ^–] и [Se^2–] в 0, 05 М растворе H₂Se.

1910. В 0, 1 н растворах степень диссоциации щавелевой кислоты Н₂С₂О₄ равна 31 %, а соляной – 92%. При какой концентрации раствора α (Н₂С₂О₄)достигнет α (HCI)?

1234567Следующая ⇒

Поделиться: