Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Сборник задач по химии. Учебное пособие
.pdf
Контрольные задания
1. Определите массу соли, необходимую для приготовле-
ния 500 г раствора с массовой долей соли 0,15.
2. Определите массу соли, необходимую для приготовле-
ния 300 г раствора с массовой долей соли 0,25.
3. Определите массу соли, необходимую для приготовле-
ния 150 г раствора с массовой долей соли 0,40.
4. Определите массы соли и воды, необходимые для
приготовления 150 г раствора с массовой долей соли 0,08.
5. Определите массы соли и воды, необходимые для
приготовления 250 г раствора с массовой долей соли 0,12.
6. Определите массы соли и воды, необходимые для
приготовления 500 г раствора с массовой долей соли 0,20.
7. Определите массовую долю полученного раствора, если
в 180 г воды растворили 20 г соли.
8. Определите массовую долю полученного раствора, если
в 240 г воды растворили 60 г соли.
9. Определите массовую долю полученного раствора, если
в 450 г воды растворили 50 г соли.
10. К раствору массой 250 г с массовой долей соли 0,1
добавили 150 г воды. Рассчитайте массовую долю соли в полученном растворе.
11. К раствору массой 300 г с массовой долей соли 0,2
добавили 200 г воды. Рассчитайте массовую долю соли в полученном растворе.
12. Рассчитайте массу медного купороса CuSO4∙5H2O,
необходимую для приготовления 250 г раствора с массовой долей
CuSO4 0,07.
13. Рассчитайте массу железного купороса FeSO4∙7H2O,
необходимую для приготовления 500 г раствора с массовой долей
FeSO4 0,20.
14. Рассчитайте массу гипса CaSO4∙2H2O, необходимую для
приготовления 300 г раствора с массовой долей CaSO4 0,15.
15. К раствору массой 150 г с массовой долей соли 0,06
добавили 750 г воды. Рассчитайте массовую долю соли в полученном растворе.
101
16. К раствору массой 250 г с массовой долей соли 0,2
добавили 250 г воды. Рассчитайте массовую долю соли в полученном растворе.
17. К раствору массой 200 г с массовой долей соли 0,1
добавили 50 г воды. Рассчитайте массовую долю соли в растворе.
18. Какой объем воды необходимо добавить к 300 г
раствора с массовой долей соли 0,20, чтобы получить раствор с
массовой долей соли 0,15?
19. Какой объем воды необходимо добавить к 200 г
раствора с массовой долей соли 0,10, чтобы получить раствор с
массовой долей соли 0,05?
20. Какой объем воды необходимо добавить к 400 г раствора с массовой долей соли 0,15, чтобы получить раствор с массовой долей соли 0,10?
21. Какой объем воды необходимо добавить к 100 г раствора с массовой долей соли 0,20, чтобы получить раствор с массовой долей соли 0,15?
22. Какой объем воды необходимо добавить к 500 г раствора с массовой долей соли 0,15, чтобы получить раствор с массовой долей соли 0,10?
23. К 420 г исходного раствора хлорида калия с массовой
долей KCl 0,20 добавили 180 г воды. Определите массовую долю
KCl в полученном растворе.
24. Приготовить 400 г раствора хлороводородной кислоты с
массовой долей HCl 0,04 из исходного раствора хлороводородной
кислоты плотностью 1,098 г/см3.
25. К 1 дм3 исходного раствора серной кислоты с массовой
долей H2SO4 0,80 (ρ = 1,70 г/см3) прибавили 3 дм3 воды. Определите массовую долю H2SO4 в полученном растворе
26. К 500 cм3 исходного раствора азотной кислоты с массо-
вой долей HNO3 0,30 (ρ = 1,70 г/см3) прибавили 1 дм3 воды.
Найдите массовую долю HNO3 в полученном растворе.
27. Рассчитайте объем исходного раствора серной кислоты
с массовой долей H2SO4 0,20 (ρ = 1,14 г/см3) для приготовления
0,5 дм3 раствора серной кислоты с массовой долей H2SO4 0,08
(ρ = 1,05 г/см3).
102
28. Определите массы хлорида калия и воды, которые
необходимо взять для приготовления 700 г раствора с массовой
долей КCl 0,25.
29. Приготовить 600 г раствора серной кислоты с массовой
долей H2SO4 0,06 из исходного раствора серной кислоты плотностью 1,1 г/см3 (ω(H2SO4) = 0,12).
30. К 620 г исходного раствора гидроксида натрия с массовой долей NaOH 0,10 добавили 380 г воды. Определите массовую
долю NaOH в полученном растворе.
31. Какой объем воды необходим для приготовления
раствора гидроксида натрия с массовой долей NaOH 0,10 из 3 дм3
исходного раствора гидроксида натрия с массовой долей NaOH
0,50 (ρ = 1,50 г/см3).
32. Определите массу сульфата натрия, необходимую для
приготовления 5 дм3 раствора с массовой долей Na2SO4 0,08
(ρ = 1,1 г/см3).
33. Cмешали 800 г раствора гидроксида натрия с массовой
долей NaOH 0,20 и 400 г раствора гидроксида натрия с массовой
долей NaOH 0,05. Рассчитайте массовую долю NaOH полученного раствора.
34. Определите массу гидроксида калия, необходимую для
приготовления 5 дм3 раствора с массовой долей KOH 0,16
(ρ = 1,15 г/см3).
35. К раствору массой 500 г с массовой долей NaCl 0,30
прибавили 300 г воды. Определите массовую долю NaCl в полученном растворе.
36. Определите массу хлорида кальция, необходимую для
приготовления 250 см3 раствора CaCl2 с молярной концентрацией
0,3 моль/дм3.
37. Определите объем исходного раствора гидроксида калия с массовой долей КОН 0,30 (ρ = 1,30 г/см3), необходимый для
приготовления 1 дм3 раствора гидроксида калия с массовой долей
KOH 0,06 (ρ = 1,05 г/см3).
38. Определите молярную концентрацию раствора AgNO3,
если в 800 см3 этого раствора содержится 34,0 г AgNO3.
39. В каком объеме раствора серной кислоты с молярной
концентрацией 2 моль/дм3 содержится 4,9 г H2SO4.
103
40. Определите массу карбоната натрия, необходимую для
приготовления 500 см3 раствора Na2CO3 с молярной концентрацией 1,5 моль/дм3.
41. Определите массу гидроксида калия в 800 г раствора
КОН с молярной концентрацией 3 моль/дм3 (ρ = 1,13 г/см3).
42. Рассчитайте объем исходного раствора серной кислоты
с массовой долей H2SO4 0,60, необходимый для приготовления
200 см3 раствора H2SO4 с молярной концентрацией 2,5 моль/дм3.
43. Рассчитайте молярную концентрацию раствора азотной
кислоты с массовой долей HNO3 0,30 (ρ = 1,18 г/см3).
44. Рассчитайте молярную концентрацию раствора орто-
фосфорной кислоты с массовой долей H3PO4 0,45 (ρ = 1,29 г/см3).
45. Определите молярную концентрацию раствора хлорида
калия, если в 400 см3 этого раствора содержится 44,4 г CaCl2.
46. Рассчитайте молярную концентрацию раствора серной
кислоты с массовой долей H2SO4 0,20 (ρ = 1,14 г/см3).
47. Определите массу хлорида калия, необходимую для
приготовления 250 см3 раствора KCl с молярной концентрацией
2 моль/дм3.
48. Рассчитайте объем исходного раствора гидроксида
натрия с массовой долей NaOH 0,40 (ρ = 1,43 г/см3), необходимый для приготовления 250 см3 раствора NaOH с молярной концентрацией 2 моль/дм3.
49. Рассчитайте массу сульфата калия, необходимую для
приготовления 100 см3 раствора K2SO4 c молярной концентрацией 0,4 моль/дм3.
50. Найдите молярную концентрацию раствора гидроксида
натрия с массовой долей NaOH 0,16 (ρ = 1,18 г/см3).
51. Вычислите массу Na2SO4 в 3 дм3 раствора (ρ = 1,19 г/см3),
если массовая доля сульфата натрия составляет 0,20.
52. Определите молярную концентрацию серной кислоты в
растворе (ρ = 1,11 г/см3), содержащем 8 г чистой серной кислоты
и 42 г воды.
53. Какой объем аммиака NH3 (н. у.) следует растворить в
200 г раствора с массовой долей NH4OH равной 0,10, чтобы получить раствор с массовой долей NH4OH 0,15?
104
5.3. Электролиты, неэлектролиты. Теория
электролитической диссоциации
Вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами. Электролитами являются соединения с ионной или ковалентной полярной связью
(соли, кислоты, щелочи). В растворах и расплавах электролитов
переносчиками электрического тока являются ионы.
Вещества, растворы или расплавы которых не проводят
электрического тока, называются неэлектролитами. Неэлектролитами являются вещества с ковалентной неполярной или малополярной связью (сахар, этанол, глицерин). Они под действием растворителей не ионизируются, и поэтому их растворы не проводят
электрический ток.
Распад электролита на ионы при растворении в воде (или
другом полярном растворителе) или при расплавлении называют
элетролитической диссоциацией. Каждый электролит при диссоциации образует два рода ионов: положительные и отрицательные:
NaCl Na+ + Cl-;
HNO3 H+ + NO
-
;
3
KOH H+ + OH-.
Электролитическая диссоциация – это обратимый процесс.
Теория электролитической диссоциации определяет и описывает
свойства кислот, оснований и солей.
Кислоты – электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода (другие катионы не образуются):
HNO3 H+ + NO
-
; CH3COOH CH3COO- + H+.
3
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:
H3PO4 H+ + H2PO
-
H2PO
H+ + HPO
4
2-
HPO
4
H+ + PO
-
(первая ступень);
4
2-
(вторая ступень);
4
3-
(третья ступень).
4
Основания – это электролиты, при диссоциации которых в
качестве анионов образуются только гидроксид-ионы OH- (другие анионы не образуются):
KOH K+ + OH-; NH4OH NH
+
+ OH-.
4
Основания, растворимые в воде, называются щелочами.
105
Их немного. Это основания щелочных и щелочно-земельных
металлов: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH и Ca(OH)2,
Sr(OH)2, Ba(OH)2, Ra(OH)2. К растворимым основаниям относится
NH4OH. Большинство оснований в воде малорастворимо.
Многокислотные основания, так же, как и многоосновные
кислоты, диссоциируют ступенчато:
Ca(OH)2 CaOH+ + OH- (первая ступень);
CaOH+ Ca2+ + OH- (вторая ступень).
Однако существуют электролиты, которые при диссоциации одновременно образуют катионы водорода и гидроксильные
ионы. Такие электролиты называются амфотерными. К ним относятся: вода, гидроксиды цинка, алюминий, хрома и ряд других
веществ. Вода, например, хоть и в небольших количествах, диссоциирует на H+ и OH-:
H2O H+ + OH-.
У воды в равной мере выражены и кислотные свойства,
обусловленные наличием катионов Н+, и основные свойства, обусловленные присутствием ионов ОН-.
Диссоциацию амфотерного гидроксида цинка Zn(OH)2
можно выразить следующим уравнением:
2OH- + Zn2+ + 2H2O Zn(OH)2 + 2H2O [Zn(OH)4]2- + 2H+.
Соли – электролиты, которые при диссоциации образуют
катионы остатка основания и анионы кислотного остатка:
Na3PO4 3Na+ + PO
3-
; (NH4)2SO4 2NH
4
+
+ SO
4
2-
.
4
Так диссоциируют средние соли.
Кислые, основные и комплексные соли диссоциируют сту-
пенчато:
первая ступень вторая ступень
NaHSO4 Na+ + HSO
-
HSO
4
-
H+ + SO
4
2-
;
4
MgOHCl MgOH+ + Cl- MgOH+ Mg2+ + OH-;
[Ag(NH3)2]Cl [Ag(NH3)2]+ + Cl- [Ag(NH3)2]+ Ag+ + 2NH3.
Диссоциация солей по второй ступени протекает очень слабо.
В растворах солей нет общих ионов, поэтому эти растворы
не имеют общих свойств, как растворы кислот и щелочей. Молекула любого вещества в целом электронейтральна. Поэтому в
уравнениях электролитической диссоциации общая сумма зарядов катионов равна сумме зарядов анионов.
106
Контрольные задания
1. Из приведенных веществ выпишите отдельно электроли-
ты и неэлектролиты: KCl, C2H5OH, H2SO4, H2O, I2, MnO2, KMnO4,
KOH, HNO3, C6H6.
2. Какие из приведенных ниже ионов являются катионами,
а какие – анионами: Al3+; Ca2+; SO
2-
; Ag+; Cr2O
4
2-
; Cl-; NH
7
+
; OH-;
4
Мn+7; CH3COO-?
3. Какие из следующих ионов при пропускании через их
раствор постоянного электрического тока движутся к катоду, а
какие – к аноду: NO
-
; Cu2+; MnO
3
-
; H+; Fe2+; ClO-; Mn2+; SiO
4
2-
?
3
4. Напишите уравнения электролитической диссоциации
следующих электролитов в водных растворах: сульфата калия,
нитрата цинка, гидрокарбоната аммония, хлорной кислоты, бромоводородной кислоты, сульфата гидроксомагния.
5. Какие из следующих веществ при диссоциации образуют
ионы водорода: LiOH; HClO4; (CH3COO)2Ca; H2SO3; Ca(H2PO4)2;
AlOHCl2; H2CO3; [Ag(NH3)2]Cl?
6. Напишите уравнения электролитической диссоциации
следующих электролитов в водных растворах: гидроксосульфата
магния, нитрита цинка, гидрокарбоната натрия, хлорноватой кислоты, сероводородной кислоты.
7. Напишите уравнения электролитической диссоциации
следующих электролитов в водных растворах: гидроксида кальция, серной кислоты, гидросульфита меди (I), гидроксохлорида
магния, метафосфорной кислоты.
8. Напишите уравнения электролитической диссоциации
следующих электролитов в водных растворах: сульфата калияалюминия, гидрофосфата кальция, гидроксида алюминия, гидроксохлорида меди (II), угольной кислоты.
9. Напишите формулы соединений, которые при растворении в воде диссоциируют на ионы: Ca2+ и CH3COO-; Al3+ и Cl-;
Mg2+, OH- и SO
Fe3+ и SO
OH-; Al3+ и SO
2-
; Zn2+ и PO
4
2-
; Zn2+; OH- и Cl-; Na+, H+ и SO
4
2-
; Zn2+, OH- и SO
3
Bi3+, OH- и Cl-; H+ и SiO
OH- и SO
2-
; Mn2+ и OH-; H+ и H2P2O
3
3-
; Fe3+ и OH-; H+ и AsO
4
2-
; Na+, H+ и AsO
2-
; Ca2+, H+ и PO
3
4
2-
; Ba2+ и CH3COO-.
7
4
2-
; H+ и PO
3
3-
; K+, H+ и Cr2O
4
3
3-
; NH
3-
; Ba
4
3-
4
2+
7
+
; Ca
2-
и OH-;
2+
и
и OH-;
; Zn2+,
107
5.4. Степень и константа диссоциации.
Ионные уравнения реакций
Электролитическая диссоциация – это обратимый процесс:
в растворах электролитов наряду с их ионами присутствуют и
молекулы. Поэтому растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации.
Степень диссоциации (α) – это отношение числа распавшихся на ионы молекул (nм) к общему числу растворенных молекул (N): α = nм / N. Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или массовых процентах. Если, например, α = 0,20, то это означает, что из
100 молекул на ионы распадаются 20 молекул, 80 молекул остаются недиссоциированными.
Электролиты имеют различную степень диссоциации, которая зависит от концентрации электролита и температуры. С
уменьшением концентрации электролита, т.е. при разбавлении
его растворов растворителем степень диссоциации всегда увеличивается. Увеличивает степень диссоциации и повышение температуры. Поэтому вместе со степенью диссоциации электролита
необходимо указывать его концентрацию и температуру.
Различают сильные и слабые электролиты. Сильные электролиты при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы (α близка к 1 даже в относительно концентрированных растворах). К ним относятся: почти все соли; многие
минеральные кислоты (H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, HMnO4,
HClO3, HClO4) и основания щелочных и щелочно-земельных металлов (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH и Ca(OH)2,
Sr(OH)2, Ba(OH)2, Ra(OH)2).
Слабые электролиты при растворении в воде лишь частично диссоциируют на ионы (α < 1 даже в разбавленных растворах).
К ним относятся: почти все органические кислоты и некоторые
минеральные кислоты (H2SO3, HNO2, H2S, H2CO3, HClO, HClO2,
H2SiO3, H3PO4, HF, CH3COOH, HCN, H3PO3), нерастворимые гидроксиды металлов (Cu(OH)2, Mg(OH)2, Al(OH)3 и др.) гидроксид
аммония и вода.
108
Между молекулами и ионами слабого электролита в рас-
.
)COOH(CH
)COOCH( )(H
3
3
c
cc
K
.
1)(1
2
с
c
сс
K
творе устанавливается химическое равновесие, например:
CH3COOH CH3COO- + H+.
Константа равновесия реакции диссоциации уксусной кислоты,
называемая просто константой диссоциации, будет равна:
Константа диссоциации слабого электролита связана со
степенью диссоциации. Если обозначить исходную концентрацию электролита как с, то концентрация ионов в состоянии равновесия для бинарного электролита выражается как произведение
α∙с степень диссоциации. Концентрация недиссоциированных
молекул будет равна с – α∙с или с∙(1 – α).
Зависимость степени диссоциации от константы диссоциации описывается законом разбавления Оствальда – с уменьшением концентрации электролита степень диссоциации возрастает:
Для электролитов (α << 1) можно пользоваться приближенным
уравнением K = α2с при условии, что концентрация слабого электролита в 100 или более раз больше его константы диссоциации.
Если при диссоциации слабого электролита образуется несколько одноименных ионов, то концентрацию их следует умножить на число ионов. Поскольку процесс диссоциации слабого
электролита обратим, то к нему применим принцип Ле Шателье.
В частности, добавление CH3COONa к водному раствору
CH3COOH вызывает подавление собственной диссоциации уксусной кислоты и уменьшение концентрации протонов. Таким
образом, добавление в раствор ассоциированного электролита
веществ, содержащих одноименные ионы, уменьшает его степень
диссоциации.
Все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами. Они называются ионными реакциями, а
уравнения этих реакций – ионными.
109
Вещества малодиссоциированные, малорастворимые (выпадающие в осадок – в уравнениях обозначаются знаком ↓), а также
газообразные (в уравнениях обозначаются знаком ↑) записываются
в молекулярной форме. Сильные электролиты как полностью диссоциированные записываются в виде ионов. Реакции, протекающие в растворах между электролитами без изменения зарядов
ионов, называются ионообменными. Многочисленные ионообменные реакции в растворах электролитов, которые протекают необратимо (слева направо), можно разделить на четыре типа:
1. Реакции с образованием осадков:
AgNO3 + HCl = HNO3 + AgCl↓ (молекулярное уравнение);
Ag+ + NO
-
+ H+ + Cl- = H+ + NO
3
-
+ AgCl↓ (полное ионное уравнение);
3
Ag+ + Cl- = AgCl↓ (сокращенное ионное уравнение).
2. Реакции с образованием газообразных веществ:
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2↑ + H2O;
2Na+ + CO
2-
+ 2H+ + SO
3
CO
3
2-
= 2Na+ + SO
4
2-
+ 2H+ = CO2↑ + H2O.
2-
+ CO2↑ + H2O;
4
3. Реакции с образованием малодиссоциированных соеди-
нений, например:
HCl + KOH = KCl + H2O;
H+ + Cl- + K+ + OH- = K+ + Cl- + H2O;
H+ + OH- = H2O.
Рассмотрим реакцию между слабой кислотой и сильным
основанием, например:
CH3COOH + NaOH = CH3COONa +H2O;
CH3COOH + Na+ + OH- = CH3COO- + Na+ + H2O;
CH3COOH + OH- = CH3COO- + H2O.
Так как в уравнении реакции и в левой (уксусная кислота), и в
правой (вода) частях присутствуют малодиссоциированные вещества, то равновесие реакции смещается в сторону более слабого электролита. Это вода, потому что K(H2O) = 1,8·10
-16
, а
K(CH3COOH) = 1,7·10-5 при 22 оС.
4. Реакции с образованием комплексных соединений:
CuSO4·5H2O + 4NH3 = [Cu(NH3)4]SO4 + 5H2O;
[Cu(H2O)4]2+ + SO
2-
+ H2O + 4NH3 = [Cu(NH3)4]2+ + SO
4
2-
+ 5H2O;
4
[Cu(H2O)4]2+ + 4NH3 = [Cu(NH3)4]2+ + 4H2O.
110
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]