Контрольные задания.

I. Запишите уравнения диссоциации кислот, укажите слабую и сильную кислоту, для соответствующей кислоты напишите выражение константы диссоциации: 1) HJ, H₂SO₃; 2) H₂SO₄, H₂S; 3) HF, HNO₃; 4) HClO₄, H₂CO₃; 5) HNO₂, HCl.

II. Дано значение произведения растворимости малорастворимого электролита: 1) ПР_PbCl2 = 1.710^-5; 2) ПР_Ag2SO4 = 710^-5; 3) ПР_Ag2CrO4 = 210^-7; 4) ПР_HgI2 = 10^-26; 5) ПР_Pb(OH)2 = 510^-16

Запишите выражение произведения растворимости данного электролита и вычислите равновесную концентрацию каждого из его ионов в насыщенном растворе (см. пример 1.1).

III. Реакция ионного обмена протекает по уравнению: 1) CH₃COOH + KOH = …; 2) MnS + HCl = …; 3) HNO₂ + NaOH = …; 4) NH₄OH + HNO₃ = …; 5) CaCO₃ + HCl = ….

Запишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнение реакции. Объясните возможность самопроизвольного протекания реакции в прямом направлении, рассчитав для неё значение Кс, пользуясь выражением (4.1) – см. пример 4.1.

Вариант контрольного теста.

I. Укажите электролиты, в растворах которых устанавливаютс ионные равновесия: 1) СаСО₃ 2) HCN 3) HNO₃ 4) NaOH

II. Укажите электролиты, добавление которых вызывает смещение гетерогенного ионного равновесия в насыщенном растворе Fe(OH)₂ влево – в сторону ослабления диссоциации Fe(OH)₂ (в сторону уменьшения его растворимости): 1) FeSO₄ 2) HNO₃ 3) Na₂S 4) Ba(OH)₂

III. Как изменяется величина рН раствора Н₂SO₃ при добавлении к нему раствора Na₂SO₃:

1) РН увеличивается 2) рН уменьшается 3) рН не изменяется

IV. В растворе амфолита Cr(OH)₃ установились равновесия: [Cr(OH)₆]^3- + 3H⁺  Cr(OH)₃ + 3H₂O  Cr³⁺ + 3OH^- + 3H₂O. В результате связывания каких ионов, образующихся при диссоциации Cr(OH)₃, происходит его растворение в щёлочи: 1) Н⁺ 2) ОН^- 3)Cr³⁺

V.Концентрация ионов Ag⁺ в растворе равна 310^-4моль/л, концентрация ионовBr^- равна 510^-2моль/л. Выпадет ли осадок AgBr, если его произведение растворимости ПР = 510^-13: 1) да 2) нет

VI. Реакциями гидролиза являются: 1) Na₂CO₃ + H₂O = NaHCO₃ + NaOH 2) FeCl₂ + H₂O = FeOHCl + HCl

3) HCl + NaOH = NaCl + H₂O 4) CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂ + Na₂SO₄

VII. Ионно-молекулярное уравнение реакции Na₂S + 2HCl = 2NaCl + H₂S записывается:

1) 2Na⁺ + S^2- + 2HCl = 2NaCl + H₂S 2) S^2- + 2H⁺ = H₂S

3) Na⁺ + Cl^- = NaCl 4) Na₂S +2H⁺ = 2Na⁺ + H₂S

VIII. Ионно-молекулярное уравнение H⁺ + OH^- = H₂O соответствует следующему молекулярному уравнению: 1) NaHCO₃ + NaOH = Na₂CO₃ + H₂O 2) H₂S + 2KOH = K₂S + 2H₂O

3) Cu(OH)₂ + H₂SO₄ = CuSO₄ + 2H₂O 4) Ba(OH)₂ + 2HNO₃ = Ba(NO₃)₂ + 2H₂O

IX. Константа равновесия Kc реакции NH₄⁺ + H₂O = NH₄OH + H⁺ записывается в виде:

1) (NH₄OH+H⁺)/(NH₄⁺+H₂O) 2) NH₄⁺/(NH₄OHH⁺) 3) (NH₄⁺+H₂O)/(NH₄OH+H⁺) 4) NH₄OHH⁺/NH₄⁺

X. Константа равновесия Кс реакции Cu²⁺ + H₂O = CuOH⁺ + H⁺ численно равна: 1) K_CuOH+/K_H2O 2) K_H2O/ K_CuOH+ 3) K_H2O

Ответы и комментарии.

I – 1.2 (см. п. 1,2); II – 1,4 (см. п.3 относительно влияния одноимённых ионов на состояние ионного равновесия); III – 1 (см. п.3; в результате смещения ионного равновесия влево происходит связывание ионов H⁺, т.е. уменьшение их концентрации, что в соответствии с выражением (1.4) вызывает увеличение рН); IV – 1 (см. пример 3.4); V – 1 (см. п. 3, пример 3.4); VI – 1,2 (см. определение гидролиза в п.5); VII – 2 (см. определение силы электролитов в п.2 и правила составления ионно-молекулярных реакций в п.4); VIII – 4 (источником свободных ионов в левой части ионно-молекулярного уравнения могут быть только сильные электролиты – см. п.2); IX – 4 (Кс равно произведению равновесных концентраций продуктов, отнесённое к произведению равновесных концентраций реагентов; концентрация H₂O ввиду её постоянства в выражение Кс не входит); X – 2 (см. выражение 4.1).