Контрольные вопросы и упражнения

1. Что такое растворы?

2. Что такое компонент раствора? Из каких компонентов состоят растворы? В каких агрегатных состояниях могут находиться компоненты раствора?

3. Дайте определение процессов гидратации и сольватации при растворении.

4. Охарактеризуйте следующие свойства растворов: давление пара над раствором, температуры кипения и замерзания.

5. Какой раствор называется: разбавленным, концентрированным, насыщенным, ненасыщенным, пересыщенным?

6. Что показывает коэффициент растворимости?

7. Назовите условие выпадения из растворов осадков малорастворимых электролитов.

8. Что выражает величина, называемая концентрацией раствора?

9. Дайте определение молярности, моляльности, нормальности, титра, мольной доли и процентной концентрации.

10. Сколько нужно взять гидроксида калия, чтобы приготовить 500 г 8 %-го водного раствора?

11. Сколько граммов соды Na₂CO₃нужно, чтобы приготовить 2 л 0,2 М раствора?

12. В 200 г воды растворили 6,37 г хлорида магния. Определите моляльную концентрацию раствора.

13. В 200 мл воды растворили 20 г нитрата калия. Определить массовую долю (%) KNO₃.

14. Какую массу (г) 15 % раствора хлорида кальция можно приготовить, имея 170 мл воды?

15. В 175 мл воды растворили 25 г CuSO₄^.5H₂O. Какая массовая доля (%)CuSO₄в полученном растворе?

16. Какой объем (мл) 94 % раствора серной кислоты (пл.1,837 г/мл) требуется для приготовления 1 л 20 % раствора (пл.1,143 г/мл)?

17. Какую массу (г) сульфата натрия надо добавить к 300 г 10 % раствора, чтобы получить 20 % раствор ?

18. В 200 мл воды растворили 5,6 л хлороводорода (н.у.). Определить массовую долю (%) хлороводорода в полученном растворе.

19. Какая масса (г) нитрата калия содержится в 2 л 0,1 М раствора нитрата калия?

20. Определить молярную концентрацию раствора, содержащего 14 г гидроксида калия в 500 мл раствора.

21. Какой объём (мл) 0,2 М раствора гидроксида калия требуется, чтобы осадить в виде Fe(OH)₃всё железо, содержащееся в 29 мл 1,4 М раствора хлорида железа (III)?

22. Теплота растворения безводного сульфата натрия равна –80,3 кДж/моль, а теплота растворения кристаллогидрата сульфата натрия Na₂SO₄^.10Н₂О равна –78,7 кДж/моль. Вычислить теплоту гидратацииNa₂SO₄.

23. Определить теплоту гидратации безводного сульфата цинка, если известно, что теплота его растворения 77,11 кДж, а теплота растворения ZnSO₄^.7H₂Oравна –17,67 кДж.

24. К 0,05 л раствора сульфида стронция с молярной концентрацией 0,002 моль/л прилит равный объём раствора сульфата магния с концентрацией 0,004 моль/л. Выпадет ли осадок сульфата стронция ?

6. Ионообменные реакции

Реакции в растворах электролитов, при которых не изменяется заряд ионов, входящих в соединения, называются ионообменными.Например, взаимодействие электролитов в состоянии равновесия

К1А1 + К2А2 К1А2 + К2А1.

Константа равновесия

(4)

Чтобы узнать, в какую сторону смещено данное равновесие, рассмотрим диссоциацию каждого из 4-х электролитов:

К1А1⇆К1⁺ + А 1 ^ ;

К2А2⇆К2⁺ + А2^⁻ ;

К1А2⇆К1⁺+А2^⁻ ;

К₂А₁⇆К₂⁺+А₁^⁻ .

Подставляя в уравнение (4) вместо концентраций значения К, получим

.

Если К>1, т.е. К₁₁· К₂₂>К₁₂·К₂₁, то равновесие смещено вправо (легче идёт прямая реакция).

Если К<1,т.е. К₁₁·К₂₂<К₁₂·К₂₁, то равновесие смещено влево (в сторону обратной реакции).

При К→ ∞ реакция будет необратимой.

Равновесие в ионообменных реакциях смещается в сторону образования наименее диссоциированных соединений.

Ионообменные реакции протекают в растворах электролитов в следующих случаях:

1) если образуется осадок трудно растворимого вещества;

2) если образуется газ (легколетучее вещество);

3) если образуется слабый электролит (плохо диссоциирующее соединение);

4) если образуется комплексный ион.

В уравнениях ионных реакции формулы сильных электролитов записывают в диссоциированном виде, слабых – в недиссоциированном.

Примеры:

1.Образование осадков:

AgNO3 + NaCl = AgCl↓ + NaNO3;

Ag⁺ + NO₃¯ + Na⁺ + CI¯ = AgCl + Na⁺ + NO₃¯;

Ag⁺ + Cl¯ = AgCl.

2. Образование газов:

Na₂S + H₂SO₄ = Na2SO4 + H2S↑;

2 Na⁺ + S²¯+2 H⁺ + SO₄²¯ = H2S↑ + 2 Na⁺ + SO₄²¯ ;

2 H⁺ + S²¯= H₂S↑.

3. Образование слабых электролитов. Чаще всего это – образование воды,

слабого основания или слабой кислоты:

а) образование воды:

NaOH + HCl = H₂O + NaCl ;

Na⁺ + OH⁻ + H⁺ + Cl⁻ = H₂O + Na⁺ + Cl⁻ ;

H⁺ + OH⁻ = H₂O;

б) образование слабого основания:

NH₄Cl+KOH=NH₄OH+KCl;

NH₄⁺+Cl⁻+K⁺+OH⁻=NH₄OH+K⁺+Cl⁻;

NH₄⁺+OH⁻=NH₄ОН;

в) образование слабой кислоты:

2CH₃COONa+H₂SO₄=2CH₃COOH+Na₂SO₄;

2CH₃COO⁻+2Na⁺+2H⁺+SO₄²⁻=2CH₃COOH+2Na⁺+SO₄²⁻;

CH₃COO⁻+H⁺=CH₃COOH.

4. Образование комплексного иона (например, катиона)

CuSO₄∙4 H₂O+4NH₃= [Cu(NH₃)₄]SO₄+4H₂O;

[Cu(H₂O)₄]²⁺+SO₄²⁻+4NH₃=[Cu(NH₃)₄]²⁺+SO₄²⁻+4H₂O.

Лабораторная работа

Ионообменные реакции

Цель работы

Получение сильных малорастворимых и слабых электролитов.

Оборудование и реактивы

Пробирки. Кусочек мела. Хлорид аммония (крист.). Рзбавленные растворы: хлорида бария, сульфата натрия, нитрата свинца, хлорида калия, йодида калия, соли железа (II), соли меди (II), сульфида аммония, ацетата натрия, дихромата калия, хлорида магния, аммиака, соляной и серной кислот.

Опыт 1. Ионные реакции с образованием осадков

Налить в три пробирки по 2…3 капли раствора хлорида бария и добавить в одну из них несколько капель раствора сульфата натрия, в другую – раствора серной кислоты, в третью – раствора сульфата аммония. Наблюдать появление одинакового осадка. Составить уравнение реакции. Что можно сказать о сущности реакций в проделанном опыте?

Опыт 2. Образование осадков и произведение растворимости

В две пробирки налить по 3…4 капли 0,005 М раствора нитрата свинца. В одну из них прибавить такой же объём 0,05 М раствора хлорида калия, а в другую – такой же объём 0,05 М раствора йодида калия. В какой из пробирок выпал осадок? Объяснить полученный результат, используя значения произведения растворимости. Составить уравнение реакций.

Опыт 3.Ионообменная реакция с образованием газа

В пробирку поместить кусочек мела (CaCO₃) и прибавить столько разбавленной соляной кислоты, чтобы весь мел погрузился в раствор. Наблюдать выделение газа. Составить уравнение реакции.

Опыт 4. Образование сульфидов железа и меди и их растворимость в соляной кислоте

В пробирку внести 2…3 капли раствора соли железа (II), в другую – 2…3 капли раствора соли меди (II). В каждую пробирку добавить несколько капель раствора сульфида аммония до появления осадков. Затем прилить к осадкам немного соляной кислоты. Какой из осадков растворяется? Составить уравнения реакций. Объяснить различие в растворимости осадков, используя значения произведения растворимости (см. приложение 2).

Опыт 5.Получение хромата бария

Внести в пробирку 2…3 капли раствора хлорида бария и 5…6 капель раствора ацетата натрия. Затем прибавить 4…6 капель раствора хромата калия. При этом выпадает жёлтый осадок хромата бария, не растворимый в уксусной кислоте. Составить уравнение реакции.

Опыт 6. Взаимодействие гидроксида магния с хлоридом аммония

В две пробирки внести по 2…3 капли раствора хлорида магния. В одну пробирку добавить 5…6 кристаллов хлорида аммония и, встряхивая, добиться их растворения. Затем в каждую из пробирок добавить по 8…10 капель раствора гидроксида аммония. Объяснить, почему осадок выпадает в пробирке, в которой отсутствует хлорид аммония (см. пояснения к опыту 4).