5065

21

5.22.Рассчитать рН водного раствора, в 100 см3 которого содержится 2г гидроксида натрия.

5.23.Рассчитать рН раствора, 2 дм3 которого содержат 0,2 моль HCl.

5.24.Рассчитать рН 0,15% раствора уксусной кислоты (ρ = 1 г/см3).

5.25.Рассчитать рН 0,34% раствора аммиака (ρ = 1 г/см3).

Тема 6. Гидролиз солей

Для предложенных водных растворов солей Вашего варианта определите возможность протекания реакции гидролиза. Необходимо вспомнить, что реакция между ионами соли и водой протекает только в том случае, если образуются слабые (в том числе малорастворимые) электролиты (см. Приложение 4). Это приводит к смещению равновесия в диссоциации воды и, следовательно, к изменению рН среды. Таким образом, чтобы выполнить это задание, надо знать сильные и слабые кислоты и основания, а также шкалу рН в водных растворах. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, не приводят к смещению равновесия и изменению рН среды.

В случае протекания реакции гидролиза запишите соответствующие уравнения реакции, определите тип гидролиза (по катиону или аниону) и определите реакцию среды (рН >7; рН = 7; рН<7).

6.1.Bi(NO3)3, KCl, K2SO4, BaCl2, Na2SO3.

6.2.KJ, Na2HPO4, SnCl2, NaCl, NaNO3.

6.3.MgCl2, FeCl2, Na2S, Na2SO4, NaCl.

6.4.K2CO3, NaBr, AlCl3, KCl, Ba(CH3COO)2.

6.5.KJ, Fe(NO3)3, Ca(NO3)2, NH4NO3, NH4NO2.

6.6.LiCl, Ca(CH3COO)2, Na2SO4, BaCl2, (NH4)2SO4.

6.7.Na2SO4, (NH4)2SO4, Al2(SO4)3, Na2SO3, NaNO3.

6.8.NH4NO2, CaCl2, KCl, NaNO3, KCN.

6.9.Na2SO3, K2SO4, K2S, NaNO3, FeCl3.

6.10.Ba(NO3)2, FeCl3, NaBr, K2SO4, (NH4)2S.

6.11.Na2SO4, Na2CO3, (NH4)2CO3, KJ, SnCl2.

6.12.K2SO3, BiCl3, NH4Cl, KJ, NaNO3.

6.13.K2S, KCl, KCH3COO, MgSO4, NaNO3.

6.14.CuCl2, NH4NO3, CaCl2, NaBr, Na2S.

22

6.15.NaNO2, NH4Cl, KNO3, BaCl2, FeSO4.

6.16.NaH2PO4, KBr, Sn(NO3)2, KCl, NaNO3.

6.17.Na2CO3, Fe(NO3)3, CuSO4, NaBr, CaCl2.

6.18.Na2S, NH4NO3, K2SO3, NaCl, K2SO4.

6.19.KBr, NH4CH3COO, K2S, K2SO4, Mg(NO3)2.

6.20.(NH4)2S, NaCl, Na2SO3, K2SO4, CaCl2.

6.21.BiCl3, KCl, NaNO3, Na2HPO4, Na2S.

6.22.(NH4)2SO4, Na3PO4, KNO3, KBr, FeCl3.

6.23.SnCl2, Na2S, NaBr, NaNO2, K2SO4.

6.24.NaCl, CuCl2, KJ, Na2SO3, Fe2(SO4)3.

6.25.Ni(NO3)2, BaCl2, K2SO4, Na2HPO4, NaCl.

Тема 7. Малорастворимые электролиты

Задания по этой теме представлены в виде задач, для решения которых необходимо знать правило произведения растворимости и растворимость малорастворимых электролитов с ионным типом кристаллической решетки.

Осадок малорастворимого электролита выпадает, если произведение концентрации его ионов (ПИ) в растворе больше произведения растворимости (ПР). Значения ПР приведены в Приложении 2.

Пример 1. Выпадет ли осадок AgCl при сливании равных объемов 0,01 М

раствора AgNO3 и 0,02 М раствора NaCl? ПР(AgCl) = 1,78 ∙ 10-10.

Решение. При сливании равных объемов общий объем раствора увеличивается вдвое, следовательно, первоначальная концентрация ионов уменьшается вдвое. Находим произведение концентрации ионов, образующих малорастворимое соединение.

Ag+ + Cl- = AgCl↓.

ПИ = [Ag+] [Cl-] = 5 ∙ 10-3 ∙ 1 ∙ 10-2 = 5 ∙10-5. Полученное ионное произведение больше произведения растворимости, следовательно, осадок выпадет.

Взаимосвязь произведения растворимости (ПР) с растворимостью (Р) в моль/дм3 для электролита АmBn выражается формулой

Для бинарных электролитов Р = ПР.

23

Растворимость в г/дм3 (Р') находят по формуле P' = P ∙ M.

Пример 2. Какова растворимость оксалата кальция, если ПР(CaC2O4) =

2,29 ∙ 10-5?

Решение

Для выражения растворимости в г/дм3 полученное значение умножают на молярную массу соли:

Р' = 4,78 ∙ 10-5 моль/дм3 ∙ 128,1 г/моль = 6,12 ∙ 10-3г/дм3.

7.1.Каким из реагентов: NaCl, KJ или NaBr можно полнее осадить ион серебра из раствора его соли?

7.2.Образуется ли осадок PbCl2 при смешивании равных объемов 0,02 М

HCl и 0,01 М Pb(NO3)?

7.3.К раствору, содержащему ионы Fe2+, Mg2+ и Zn2+ в равных концентрациях, по каплям прибавляли раствор NaOH. Какой из малорастворимых гидроксидов образуется в первую очередь?

7.4.В насыщенном растворе какого из сульфидов CuS, PbS или ZnS будет меньше концентрация иона металла? Какой из перечисленных ионов будет осажден в виде сульфида наиболее полно?

7.5.Произведение растворимости (ПР) оксалата кальция CaC2O4 равно 2 ∙10-9. Найти растворимость этой соли.

7.6.Сколько граммов CaCO3 содержится в 2 дм3 насыщенного раствора?

7.7.На раствор, содержащий 0,2 моль/дм3 ионов Ba2+ и 0,01 моль/дм3 ионов Ca2+, подействовали раствором оксалата аммония (NH4)2C2O4. Какой из катионов будет осаждаться первым?

7.8.Растворимость AgJ равна 1,2 ∙ 10-8 моль/дм3. Вычислите произведение растворимости AgJ.

7.9.Сколько граммов PbSO4 можно растворить при 250С в 1 дм3 воды?

7.10.Пользуясь произведением растворимости AgCl и AgBr, определите, в каком из насыщенных растворов этих солей содержится больше ионов серебра?

7.11.Будет ли выпадать осадок CaSO4 при сливании равных объемов растворов 0,01 М CaCl2 и 0,1 М Na2SO4?

24

7.12.Вычислите произведение растворимости BaCO3, если его растворимость составляет 8,8 ∙ 10-3 г/дм3.

7.13.Растворимость AgNCS в воде при 250С составляет 8,38 ∙ 10-7 моль/дм3. Вычислить произведение растворимости при этих условиях.

7.14.Образуется ли осадок Ca(OH)2 при сливании равных объемов 0,01 М

CaCl2 и 0,02 М NaOH?

7.15.В какой последовательности будут осаждаться из раствора ионы CO32-, C2O42-, CrO42-, находящиеся в равных концентрациях, при добавлении раствора BaCl2?

7.16.При 250С в 500 см3 воды растворяется 1,63 ∙ 10-3 г BaCrO4. Чему равно при тех же условиях произведение растворимости этой соли?

7.17.Сколько граммов CaCO3 можно растворить при 250С в 2 дм3 воды?

7.18.Какова растворимость в г/дм3 PbSO4?

7.19.В насыщенном растворе какого электролита BaC2O4 или BaCrO4 содержится меньше ионов бария?

7.20.К раствору, содержащему ионы Ba2+ и Ca2+ в равных концентрациях, добавляли по каплям раствор (NH4)2C2O4. Какой из катионов будет осаждаться первым?

7.21.Пользуясь произведением растворимости BaCO3 и CaCO3, определите, в каком из насыщенных растворов этих солей больше содержится карбонат-ионов.

7.22.Сколько граммов BaCO3 содержится в 2 дм3 насыщенного раствора?

7.23.Образуется ли осадок BaSO4 при сливании 20 см3 0,005 М раствора BaCl2 и 20 cм3 0,001 М раствора H2SO4?

7.24.Какова растворимость в г/дм3 PbCl2?

7.25.К раствору, содержащему ионы Cl-, Br- и J- в равных концентрациях, по каплям прибавляли раствор AgNO3. Какой из перечисленных галогенидов серебра образуется в первую очередь?

Тема 8. Комплексные соединения

Сложные соединения, у которых имеются ковалентные связи, образованные по донорно-акцепторному механизму, получили название комплексных или координационных соединений. В узлах кристаллической решетки таких соединений находятся комплексные ионы, способные к са-

25

мостоятельному существованию в растворе, а в некоторых случаях и в газообразном состоянии.

Строение и свойства комплексных соединений объясняются координационной теорией А. Вернера.

В формуле комплекса [MLn] (молекула, ион) различают центральный атом – комплексообразователь (М) и лиганды (L). Название комплекса строится из названия лиганда с предшествующей числовой приставкой, указывающей число n лигандных групп, и названия центрального атома.

Названия анионных лигандов всегда имеют соединительную гласную – о,

Некоторые нейтральные лиганды имеют специальные названия:

Вкатионных комплексах вначале дается название аниона внешней сферы, затем комплексного катиона с указанием степени окисления комплексообразователя. Например, [Ag(NH3)2]Cl – хлорид диамминсеребра (I).

Ванионных комплексах называют комплексный анион, имеющий окончание –ат, с указанием степени окисления комплексообразователя, название которого образуют от латинского корня элемента, если таковой не совпадает с русским, затем называют катион. Например, K[Ag(CN)2] дицианоаргентат (I) калия.

Названия нейтральных комплексов составляют по общим правилам систематических названий неорганических веществ. Например, [Pt(NH3)2Cl2] – дихлородиамминплатина (II).

Взависимости от того, какое число вакантных орбиталей у комплексообразователя занимают лиганды (1 частица) они подразделяются на монодентатные (dentate - зубчатый) и полидентатные. Например, NH3, Cl-, OH- являются монодентатными лигандами, этилендиамин H2N-CH2-CH2-NH2 – бидентатным. Би- и полидентатные лиганды при взаимодействии с комплексообразователем образуют замкнутые циклы. Комплексы с такими лигандами называют клеш-

26

невидными или хелатными. Например, при взаимодействии иона платины (II) с этилендиамином вокруг центрального атома замыкаются два пятичленных цикла, образуется заряженный хелат.

Ион бисэтилендиаминплатины (II).

В водных растворах комплексных соединений имеет место первичная диссоциация как сильного электролита (если комплексное соединение имеет внешнюю сферу) и вторичная диссоциация комплексной частицы как слабого электролита. Например, в хлориде диамминсеребра первичная диссоциация проходит как у любой соли на катион и анион.

[Ag(NH3 )2 ]Cl [Ag(NH3 )2 ] Cl .

Затем комплексный ион по стадиям диссоциирует на составные части: центральный атом и лиганды. Каждая стадия описывается константой нестойкости (Кн).

[Ag(NH3 )2 ] [Ag(NH3 )] NH3 ,

Суммарно этот процесс записывают так:

[Ag(NH 3 )2 ] Ag 2NH3 ,

Назовите указанное в Вашем варианте комплексное соединение. Вычислите степень окисления и координационное число центрального атома – комплексообразователя. Напишите уравнение реакции диссоциации комплексного со-

27

единения как сильного электролита, затем – как слабого электролита. Составьте суммарное выражение для константы нестойкости комплексного иона.

Тема 9. Смещение химического равновесия

В соответствии с принципом Ле-Шателье смещение химического равновесия в растворах возможно при изменении концентрации и температуры. Так, реакции гидролиза усиливаются при разбавлении раствора соли и нагревании; диссоциация слабой кислоты подавляется в присутствии сильного электролита, содержащего одноименный ион; комплексный ион разрушается, если его лиганды связываются в более слабый или малорастворимый электролит; малорастворимый электролит растворяется, если при действии реагента один из его ионов образует слабый электролит и т.п.

Пример 1. Как сместить равновесие вправо в системе

HCN = H+ + CN-.

Смесить равновесие вправо, то есть усилить диссоциацию слабой кислоты можно, связав ион водорода щелочью в еще более слабый электролит – воду.

H+ + OH- = H2O.

Пример 2. Как подавить гидролиз (то есть смесить равновесие влево) в реакции

Sn2+ + 2H2O = Sn(OH)2↓ + 2HCl.

Добавив ионы водорода (то есть кислоту), увеличим концентрацию продукта реакции, тем самым смесим равновесие влево.

Пример 3. Как смесить равновесие вправо в системе

[Ag(NH3)2]+ = Ag+ + 2NH3.

28

В данном случае из равновесия можно вывести ион серебра, связав его в малорастворимое соединение, например AgJ. Кроме того, аммиак можно связать в слабый электролит – NH4+ действием кислоты.

а) [Ag(NH3)2]+ + J- → AgJ↓ + 2NH3,

б) [Ag(NH3)2]+ + 2H+ → Ag++ 2NH4+.

Если в реакции указано Н следует варьировать температурой. Как сместить равновесие в равновесных системах?

Тема 10. Окислительно-восстановительные реакции в растворах

Окислительно-восстановительные реакции в растворах сопровождаются переходом электронов от одних молекул или ионов к другим, что приводит к изменению степени окисления атомов, между которыми происходит такой переход. В окислительно-восстановительном процессе принимают участие две пары сопряженных окислителей и восстановителей. Для определения направления реакции используют значения электродных потенциалов взаимодействующих редокс-пар. В качестве окислителя в реакции всегда будет выступать окислитель той пары, стандартный потенциал (Е0) которой больше, а в качестве восстановителя – восстановитель той пары, потенциал которой меньше. Реакция должна самопроизвольно пойти в том направлении, для которого разность потенциалов Е0 положительна.

Пример. Будет ли FeCl3 окислять KJ в стандартных условиях?

29

Решение. По справочным таблицам (Приложение 3) находим необходимые полуреакции и соответствующие им значения Е0.

Так как стандартный потенциал пары железа больше Е0 пары иода, следовательно, ион Fe3+ является более сильным окислителем, чем J2. Очевидно, уравнение реакции будет следующим:

2FeCl3 + 2KJ = 2FeCl2 + J2 + 2KCl.

Проверим это предположение с помощью расчета электродвижущей силы:

иодид-ионов ионами Fe3+ в стандартных условиях.

В нижеследующих заданиях определите окислитель и восстановитель, уравняйте окислительно-восстановительную реакцию и рассчитайте ее электродвижущую силу.

10.1.CrCl3 + H2O2 + KOH = K2CrO4 + KCl + H2O.

10.2.Al + KNO2 + KOH = K3AlO3 + NH3 + H2O.

10.3.MnO2 + KClO3 + KOH = K2MnO4 + KCl + H2O.

10.4.CrCl3 + KMnO4 + H2O = H2CrO4 + MnO2 + KCl + HCl.

10.5.Zn + KClO3 + H2SO4 = ZnSO4 + KCl + H2O.

10.6.Mn(NO3)2 + NaBiO3 + HNO3 = HMnO4 + Bi(NO3)3 + NaNO3 + H2O. 10.7. Na2SO3 + KMnO4 + H2O = Na2SO4 + MnO2 + KOH.

10.8 KMnO4 + KJ + H2SO4 = MnSO4 + KJO3 + H2O.

10.9.CuS + HNO3 = Cu(NO3)2 + S + NO + H2O.

10.10.KMnO4 + H2O2 + H2SO4 = MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O.

10.11.KBrO3 + KBr + HCl = Br2 + KCl + H2O.

10.12.Bi(OH)3 + Na2SnO2 = Na2SnO3 + Bi + H2O.

10.13.Cu + HNO3 = Cu(NO3)2 + NO + H2O.

10.14.Zn + HNO3 = NH4NO3 + Zn(NO3)2.

10.15.KMnO4 + FeCl2 + HCl = MnCl2 + FeCl3 + KCl + H2O.

10.16.K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + S + K2SO4 + H2O.

10.17.KMnO4 + NaNO2 + H2SO4 = MnSO4 + NaNO3 + K2SO4 + H2O.

10.18.NaBr + MnO2 + H2SO4 = Br2 + MnSO4 + Na2SO4 + H2O.

30

10.19.Zn + KNO2 + KOH = K2ZnO2 + NH3 + H2O.

10.20.FeSO4 + HNO3 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + NO + H2O.

10.21.K2Cr2O7 + KJ + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + J2 + K2SO4 + H2O.

10.22.KJO3 + KJ + HCl = J2 + KCl + H2O.

10.23.KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 = MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O.

10.24.FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O.

10.25.KJ + H2O2 + HCl = J2 + KCl + H2O.

ВОПРОСЫ К ЭКЗАМЕНУ

1.Основные стехиометрические законы химии: закон постоянства состава, закон сохранения массы веществ, закон эквивалентов.

2.Важнейшие классы и номенклатура неорганических веществ. Приведите примеры оксокислот и их средних солей.

3.Основные сведения о строении атома. Приведите пример строения электронной оболочки одного из атомов.

4.В чем заключается сущность периодического закона Д.И. Менделеева?

5.Как изменяются свойства химических элементов в периодах и рядах Периодической системы Д.И. Менделеева?

6.Типы химической связи. Приведите примеры соединений с ковалентной и ионной связью.

7.Понятие об энтропии, энтальпии, свободной энергии Гиббса.

8.Скорость химической реакции. От каких факторов зависит скорость химических реакций?

9.Влияние концентрации на скорость химической реакции. Закон действующих масс.

10.Необратимые и обратимые реакции. Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Смещения химического равновесия.

11.Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации. Кислоты, основания и соли с позиции теории Аррениуса и Бренстеда-Лоури.

12.Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации.

13.Самоионизация воды. Водородный показатель. Шкала рН водных растворов.

14.Сильные и слабые кислоты и основания. Константы кислотности и основности. Приведите примеры сильных и слабых кислот и оснований.

15.Расчет рН сильных и слабых кислот и оснований.