химия

126. MgCO3 = MgO + CO2

Вычислите температуру начала реакции разложения. Рассчитайте количество выделившегося углекислого газа при разложении10 кг карбоната магния в стандартных условиях.

127.2СН4 = С2Н2 + 3Н2

Вкакую сторону смещено равновесие в системе при стандартных условиях?

Объясните значение изменения энтропии.

128. С6Н6 (ж) + 3,5О2 = 2СО2 + 3Н2О (ж)

Сколько тепла выделится при сгорании50 л бензола в стандартных условиях? Подробно объясните причины изменения энтропии системы в ходе прямой реакции.

129. SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O (ж)

Что является более сильным восстановителем в стандартных условиях– сероводород или сера? Вычислите константу равновесия и напишите ее уравнение для данной системы.

130. СО2 + С (графит) = 2СО

Вычислите константу равновесия данной системы при298 и 1000 К. В какую сторону смещено равновесие в системе? Напишите уравнение константы равновесия для данной системы.

131. 2Н2О (г) + 2Сl2 = 4HCl (г) + О2

Что является более сильным окислителем в стандартных условиях– хлор или кислород? Определите температуру, при которой произойдет перемена их роли.

132.TiO2 + Zn = Ti + ZnO TiO2 + Mg = Ti + MgO

Что необходимо применять для получения титана– цинк или магний? Почему? Вычислите температуру начала реакции восстановления.

133. NO + O2 = 2NO2 (г)

В какую сторону смещено равновесие в системе при стандартных условиях? Вычислите константу равновесия данной системы.

134. Fe2O3 + 3C (графит) = 3СО + 2Fe

Вычислите температуру начала реакции. Объясните значение изменения энтропии.

135. Pb + CO2 = PbO + CO

Обратная или прямая реакция протекает в стандартных условиях и при200 К? Объясните значение изменения энтропии.

30

Тема 6. Растворы электролитов

6.1. Диссоциация электролитов

Процесс появления гидратированных ионов в водном растворе называет-

ся электролитической диссоциацией. Электролиты – это вещества, которые в растворе диссоциируют (распадаются) на ионы. К электролитам относят кислоты, основания, соли и комплексные соединения.

Способность электролита к диссоциации характеризуется степенью элек-

тролитической диссоциации. Степень электролитической диссоциации α – это отношение числа молей вещества, распавшегося на ионы, к общему количеству растворенного вещества. По величине степени диссоциации все электролиты условно делят на сильные и слабые. Сильные электролиты (α > 0,3) в растворах практически полностью диссоциируют на ионы; этот процесс необратимый. К сильным электролитам относят некоторые кислоты(HClO4, HCl, H2SO4, HNO3, HBr, HI и др.), щелочи и почти все соли. Слабые электролиты (α < 0,3) в растворах диссоциируют очень незначительно; этот процесс обратимый. К слабым электролитам относят многие неорганические и все органические кислоты, малорастворимые основания.

Электролитическая диссоциация кислот:

а) сильные кислоты сразу полностью диссоциируют на ионы(исключение – концентрированная серная кислота):

HClO4 → H+ + ClO4- (α = 1);

состав раствора: ионы H+ и ClO4-;

б) слабые кислоты диссоциируют на ионы обратимо и ступенчато:

H2S = H+ + HS- (α << 1);

HS- = H+ + S2- (α << 1);

состав раствора: молекулы H2S и немного ионовH+ и HS- (второй ступенью диссоциации можно пренебречь).

Электролитическая диссоциация оснований:

а) сильные основания сразу полностью диссоциируют на ионы: Ca(OH)2 → Ca2+ + 2OH- (α = 1);

состав раствора: ионы Ca2+ и OH-;

б) слабые основания диссоциируют на ионы обратимо и ступенчато:

Fe(OH)2 = (α << 1);

FeOH+ = Fe2+ + OH- (α << 1);

состав раствора: молекулы Fe(OH)2 и немного ионов FeOH+ и OH- (второй ступенью диссоциации можно пренебречь).

Электролитическая диссоциация солей:

а) средние соли сразу полностью диссоциируют на ионы: Na2S → 2Na+ + S2- (α = 1);

состав раствора: ионы Na+ и S2-;

б) кислые соли диссоциируют на ионы ступенчато: NaHS → Na+ + HS- (α = 1);

31

HS- = H+ + S2- (α << 1);

состав раствора: ионы Na+ и HS- (второй ступенью диссоциации можно пренебречь); в) оснóвные соли диссоциируют на ионы ступенчато:

CuONNO3 → CuOH+ + NO3- (α = 1); CuOH+ = Cu2+ + OH- (α << 1);

состав раствора: ионы CuOH+ и NO3- (второй ступенью диссоциации можно пренебречь).

Контрольные задания 166–180

Ответьте на вопросы, используя приложения 3 и 4 (с. 64–65).

166. Укажите среди данных кислот четыре слабых электролита: HF, HCl, HBr, H2SO4, H2SO3, HNO2, HNO3, HClO4, HClO, HClO3, H2Cr2O7 и HMnO4. Какая из кислот самая слабая?

167. Укажите среди данных оснований четыре слабых электролита: LiOH, KOH, NH4OH, NaOH, Ca(OH)2, Mg(OH)2, Ba(OH)2, Sr(OH)2, Fe(OH)2, Cr(OH)3.

168.Укажите среди данных соединений пять сильных электролитов: C2H5OH, CH3COOH, HCN, Ca(HCO3)2, H3PO4, MnO2, H2O, CuOHCl, KMnO4, Na3PO4, Zn(OH)2, K3[Fe(CN)6].

169.Составьте уравнения диссоциации веществ и укажите, из каких частиц состоит каждый из данных растворов(гидролиз не учитывается): CH3COONa и CH3COOH.

170.Составьте уравнения диссоциации веществ и укажите, из каких частиц состоит каждый из данных растворов (гидролиз не учитывается): Na2SO3 и H2SO3.

171.Составьте уравнения диссоциации веществ и укажите, из каких частиц состоит каждый из данных растворов (гидролиз не учитывается): K3PO4 и H3PO4.

172.Составьте уравнения диссоциации веществ и укажите, из каких частиц состоит каждый из данных растворов(гидролиз не учитывается): NaHCO3 и

MgOHCl.

173.Составьте уравнения диссоциации веществ и укажите, из каких частиц состоит каждый из данных растворов(гидролиз не учитывается): KH2PO4 и

Fe(OH)2Cl.

174.Составьте уравнения диссоциации веществ и укажите, из каких частиц состоит каждый из данных растворов: Ba(OH)2 и Mg(OH)2.

32

175.Составьте уравнения диссоциации веществ и укажите, из каких частиц состоит каждый из данных растворов: H2SO4 (разб) и H2SO4 (конц).

176.Составьте уравнения диссоциации веществ и укажите, из каких частиц состоит каждый из данных растворов(гидролиз не учитывается): (NH4)2Cu(SO4)2

и[Cu(NH3)4]SO4.

177.Составьте уравнения диссоциации веществ и укажите, из каких частиц состоит каждый из данных растворов(гидролиз не учитывается): KAl(SO4)2 и

K2[PtCl4].

178.Составьте уравнения диссоциации веществ и укажите, из каких частиц состоит каждый из данных растворов(гидролиз не учитывается): KNaCO3 и

[Ag(NH3)2]ClO4.

179.Составьте уравнения диссоциации веществ и укажите, из каких частиц состоит каждый из данных растворов(гидролиз не учитывается): NH4Cr(SO4)2 и

K3[Cr(CN)6].

180.Укажите, какие из перечисленных веществ диссоциируют по типу кислоты

ипо типу основания: Fe(OH)3, Sn(OH)2, As(OH)3, Be(OH)2, Ni(OH)2, Cr(OH)3, Mg(OH)2, Pb(OH)2, Al(OH)3, Zn(OH)2, Mn(OH)2 и Fe(OH)2. Составьте уравнения диссоциации любого гидроксида, подтверждающего его амфотерные свойства.

6.2. Реакция обмена в растворах электролитов

Химические реакции в растворах электролитов протекают при участии ионов и называются реакциями обмена. Реакции обмена протекают только тогда, когда образуется малодиссоциирующее соединение(слабый электролит, в том числе вода), малорастворимое соединение (осадок) или легколетучее вещество (газ). Слабые электролиты в ионно-молекулярных уравнениях всегда записывают в молекулярном виде.

Пример контрольного задания

а) FeCl3 и K4[Fe(CN)6]; б) Cd2+ + 2OH- = Cd(OH)2

1.Составьте молекулярное, полное и сокращенное ионно-молекулярное уравнения реакций взаимодействия в растворах между соединениями.

2.Составьте полное ионно-молекулярное и молекулярное уравнения реакции на основе сокращенного ионно-молекулярного уравнения.

3.Укажите причину протекания реакции обмена: образование слабого электролита (слаб. эл.), осадка ↓ или газа ↑.

33

Cd2+ + SO42- + 2Na+ + 2OH- = Cd(OH)2↓ + 2Na+ + SO42-

CdSO4 + 2NaOH = Cd(OH)2↓ + Na2SO4

Контрольные вопросы к заданиям 181– 210

При выполнении заданий используйте приложения 3 и 4 (с. 64–65).

1.Составьте молекулярное, полное и сокращенное ионно-молекулярное уравнения реакций взаимодействия в растворах между соединениями.

2.Составьте полное ионно-молекулярное и молекулярное уравнения реакции на основе сокращенного ионно-молекулярного уравнения.

3.Укажите причину протекания реакции обмена: образование слабого электролита (слаб. эл.), осадка ↓ или газа ↑.

181.a) AgNO3 и Na3PO4; б) Mg(OH)2 + H+ = MgOH+ + H2O

182.a) KOH и H2SO4; б) H+ + NO2- = HNO2

183.a) K3PO4 и Fe(NO3)3; б) 2H+ + S2- = H2S

184.a) (NH4)2SO4 и Pb(NO3)2; б) Zn(OH)2 + 2OH- = [Zn(OH)4]2-

185.a) CuCl2 и K2S; б) HS- + H+ = H2S

186.a) Mg(OH)2 и HCl; б) HCO3- + H+ = H2CO3

187.a) CaCl2 и H3PO4; б) NH4+ + OH- = NH4OH

188.a) NaHCO3 и NaOH; б) Ba2+ + CrO42- = BaCrO4

189.a) CuSO4 и H2S; б) H+ + CN- = HCN

190.a) [Pt(NH3)2Cl2]Cl2 и AgNO3; б) 2H+ + SiO32- = H2SiO3

191.а) Al(OH)3 и NaOH; б) Pb(OH)2 + 2OH- = [Pb(OH)4]2-

192.a) Mg(NO3)2 и K2CO3; б) H+ + ClO- = HClO

193.a) (CH3COO)2Pb и Na2CrO4; б) MgOH+ + H+ = Mg2+ + H2O

194.a) H2SO4 и NaOH; б) CuOH+ + H+ = Cu2+ + H2O

34

195.a) (NH4)2SO4 и KOH; б) H+ + Fe(OH)2 = FeOH+ + H2O

196.a) Cu(NO3)2 и CaS; б) CaCO3 + 2H+ = Ca2+ + CO2 + H2O

197.a) NaHS и NaOH; б) Pb2+ + 2I- = PbI2

198.а) FeCl3 и KOH; б) Zn2+ + H2S = ZnS + 2H+

199.а) AgNO3 и K2CrO4; б) CH3COO- + H+ = CH3COOH

200.а) Na2SO3 и HCl; б) Be(OH)2 + 2OH- = [Be(OH)4]2-

201.а) AlBr3 и AgNO3; б) HCN + OH- = CN- + H2O

202.а) HCOONa и HCl; б) Сu2+ + S2- = CuS

203.а) NH4Cl и Ca(OH)2; б) Zn(OH)2 + 2H+ = Zn2+ + 2H2O

204.а) NaHCO3 и HCl; б) Pb2+ + CrO42- = PbCrO4

205.а) Zn(NO3)2 и KOH; б) HCOO- + H+ = HCOOH

206.а) Na2SO3 и H2SO4; б) 3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3- = Fe3[Fe(CN)6]2

207.а) ZnOHCl и HCl; б) Mg2+ + 2OH- = Mg(OH)2

208.а) K2SiO3 и H2SO4; б) FeOH+ + OH- = Fe(OH)2

209.а) NiSO4 и (NH4)2S; б) H+ + F- = HF

210.а) Sn(OH)2 и HCl; б) Fe3+ + 3SCN- = Fe(SCN)3

6.3. Водородный показатель рН

Молекулы воды способны к самопроизвольной ионизации(автопротоли-

зу)

2Н2О = Н3О+ + ОН-.

Процесс осуществляется самопроизвольно лишь в незначительной степени. В упрощенном виде уравнение диссоциации воды можно записать в -сле

дующем виде:

Н2О = Н+ + ОН-. Константу диссоциации Кд определяют по формуле

[H+] · [OH-] Кд = [H2O] .

35

Концентрация молекул в жидкой воде [H2O] равна 55,5 моль/л и остается практически постоянной. Это позволяет исключить значение концентрации воды из уравнения для константы диссоциации. Поэтому уравнение упрощается и принимает следующий вид:

Кв = 55,5 · Кд = [H+] · [OH-],

где Кв – ионное произведение воды (константа при данной температуре). Опытным путем установлено, что при 25 оС Кв = 10-14. В воде концентра-

ции водородных и гидроксидных ионов равны10-7 моль/л, поэтому эта среда принята за нейтральную. Увеличение концентрации [H+] обусловливает кислую среду, а увеличение концентрации [OH-] – щелочную среду раствора.

Для удобства концентрацию[H+] выражают в логарифмической шкале через водородный показатель. Водородный показатель рН – это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода [H+]

рН = –lg[H+].

Для чистой воды: рН = –lg(10-7), т. е. рН = 7.

Соотношения между реакций среды, концентрациями ионов [H+] и [OH-] и значением водородного показателя выражают следующим образом:

[H+] = [OH-] = 10-7; рН = 7; нейтральная среда; [H+] > 10-7 > [OH-]; рН < 7; кислая среда;

[H+] < 10-7 < [OH-]; рН > 7; щелочная среда.

Таблица 2

Формулы для примерного расчета рН водных растворов электролитов

Контрольные задания 211–220

Ответьте на вопросы, используя приложение 4 (с. 65).

211.Рассчитайте значение рН следующих растворов: a) 0,001 M HCl; б) 0,001 M NaOH.

212.Рассчитайте значение рН следующих растворов: а) 0,001 M HI; б) 0,001 M CsOH.

213.Рассчитайте значение рН следующих растворов: а) 0,1 M HClO3; б) 0,1 M LiOH.

36

214. Рассчитайте значение рН следующих растворов: a) 0,1 M CH3COOH; б) 0,1 M NH4OH (степень диссоциации электролитов в обоих случаях принимается равной 0,01).

-

215. Рассчитайте значение рН некоторого раствора с концентрацией ионов ОН

0,001 М.

216. Рассчитайте значение рН некоторого раствора с концентрацией ионов +Н 0,1 М. Какова концентрация ионов ОН-?

217.Какая из кислот HClO4 или HClO при одинаковой концентрации имеет наибольшее значение рН раствора?

218.Расположите данные соединения в ряд по мере возрастания значенияpH их растворов (молярная концентрация растворов одинакова): HClO, HClO4, NH4OH, NaCl, Ba(OH)2, KOH, H2SO4.

219.Укажите соединение, раствор которого имеет максимальное значение рН: Cu(OH)2, H2SO4, Ba(OH)2, CrOHCl2.

220.Укажите все сильные основания, которые образуют элементы I и II групп периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева (см. прило-

жение 1, с. 62).

6.4. Гидролиз солей

Гидролиз – это реакции обменного взаимодействия вещества с водой, приводящие к их разложению. Гидролизу подвергаются соединения различных классов. В неорганической химии изучают гидролиз солей. В результате протекания гидролиза соли в растворе появляется некоторое избыточное количество

слотные или оснóвные свойства.

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются. Среда раствора нейтральная.

Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотойHA, подвергаются обратимому гидролизу по аниону. Среда раствора щелочная. Если исходная соль образована многооснóвной слабой кислотой, то гидролиз протекает ступенчато с образованием на первой ступени кислой соли. Константа гидроли-

где Кв – ионное произведение воды; Ккислоты – константа диссоциации слабой кислоты.

37

Соли, образованные слабым основанием ВОН и сильной кислотой, подвергаются обратимому гидролизу по катиону. Среда раствора кислая. Если исходная соль образована слабым основанием многовалентного металла, то гидролиз протекает ступенчато с образованием на первой ступени оснóвной соли.

где Кв – ионное произведение воды; Коснования – константа диссоциации слабого основания.

Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, подвергают-

ся необратимому гидролизу по катиону и по аниону. Среда раствора зависит от относительной силы кислоты и основания, образующих соль, и может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной.

Степень гидролиза h – это доля электролита, подвергшегося гидролизу. Она связана с константой гидролиза Кг уравнением

где Кг – константа гидролиза; h – степень гидролиза;

СМ – молярная концентрация электролита в растворе, моль/л или М.

Чаще всего степень гидролиза соли очень мала(h << 1), поэтому в знаменателе этой величиной можно пренебречь. Тогда связь между константой гид-

ролиза Кг и степенью гидролиза h выразится следующими уравнениями:

Кг = h2 · СМ или h = √Кг / СМ.

На процесс гидролиза значительное влияние оказывают концентрации веществ и температура в соответствии с принципом Ле Шателье.

Пример контрольного задания

Дана соль ZnCl2. Составьте молекулярные, полные и сокращенные ионномолекулярные уравнения всех возможных ступеней гидролиза данной соли. Укажите значение рН раствора соли (рН < 7; pH > 7 или pH ≈ 7). Каким способом можно уменьшить гидролиз данной соли?

38

Среда раствора кислая, рН < 7. Уменьшить гидролиз соли ZnCl2 можно концентрированием, охлаждением и подкислением.

Контрольные вопросы к заданиям 221–250

1.Составьте молекулярные, полные и сокращенные ионно-молекулярные уравнения всех возможных ступеней гидролиза данных солей.

2.Укажите значение рН раствора каждой соли (рН < 7; pH > 7 или pH ≈ 7).

3.Каким способом (концентрированием или разбавлением; охлаждением или нагреванием; подкислением или подщелачиванием) можно уменьшить гидролиз каждой соли?

39