Рецензент: А.В.Колтунов, доцент кафедры ОПИ Уральского государственного горного университета

Стр 1 из 5Следующая ⇒

Министерство образования и науки РФ

ФГБОУ ВПО

«Уральский государственный горный университет»

М. Н. Попова

ХИМИЯ

Контрольные задания для студентов-заочников всех направлений

бакалавриата и специалитета

Екатеринбург 2013

Министерство образования и науки РФ

ФГБОУ ВПО «Уральский государственный горный университет»

ОДОБРЕНО

Методической комиссией горномеханического факультета УГГУ

« » 2013 г.

Председатель комиссии

профессор

В.П.Барановский.

М.Н.Попова ХИМИЯ

Контрольные задания для студентов - заочников всех направлений бакалавриата и специалитета

Издание УГГУ Екатеринбург,2013

А 94

Рецензент: А.В.Колтунов, доцент кафедры ОПИ Уральского государственного горного университета

Учебное пособие рассмотрено на заседании кафедры химии 27 июня 2013 г. (протокол № 10) и рекомендовано для издания в УГГУ.

Попова М.Н.

А 94 Химия: контрольные задания для студентов - заочников всех направлений бакалавриата и специалитета /М.Н.Попова -Екатеринбург: Изд-во УГГУ, 2013. - С.58

Контрольные задания состоят из 9 разделов, включающих задания по основным темам химии. Цель данного пособия - проверить знания по химии поступивших студентов - заочников, подготовить их к выполнению лабораторного практикума, усвоении материала в курсе лекций.

С. Уральский государственный горный университет, 2013 С Попова М.Н.,2013

ОГЛАВЛЕНИЕ

1. Введение 5

2. Строение атома 6

3 . Химическая кинетика и равновесие 8

3.1. Скорость химических реакций 8

3.2. Химическое равновесие 10

4. Растворы электролитов 13

4.1. Концентрация растворов 13

4.2. Электролитическая диссоциация 18

4.3. Гидролиз солей 22

5. Окислительно-восстановительные процессы 25

5.1. Окислительно-восстановительные реакции 25

5.2. Гальванические элементы 28

5.3. Электрохимическая коррозия 31

5.3. Электролиз растворов 33

6. Номера вариантов 38

7. Список литературы 42

8. Приложение 43

Введение

Без химии трудно представить прогресс в горном деле. Все сферы горного производства пронизаны современной химической наукой и технологией. Поэтому горный инженер любой специальности должен обладать достаточными знаниями в области химии.

Основной вид занятий студентов–заочников – самостоятельная работа над учебным материалом. По курсу химии она складывается из следующих этапов: изучение материала по учебникам и учебным пособиям; выполнение контрольной работы, посещение лекций, выполнения лабораторного практикума, сдачи зачёта или экзамена в период экзаменационной сессии. К лабораторному практикуму допускаются только студенты, сдавшие в срок контрольные задания.

Контрольную работу студент должен писать в тетради и сдавать для регистрации в деканат. На обложке тетради указать фамилию, имя, отечество, номер группы, номер варианта, название специальности. Обязательно полностью переписать условия заданий, иначе работа не будет проверена. Вариант задания соответствует последним двум цифрам номера зачётной книжки (или студенческого билета) студента (номера вариантов «соответствующих заданий приведены в конце данной методической разработки»).

1. Строение атома

Задание 1. Какой подуровень заполняется в атоме электронами после заполнения подуровня 4р?

Решение. Подуровню 4р отвечает сумме n+l, равная 4+1=5. Такой же суммой n+l характеризуют подуровни 3d(3+2=5) и 5s(5+0=5) . Однако состоянию 3d отвечает меньшее значение n(n=3), чем состоянию 4р, поэтому подуровень 3s будет заполняться раньше, чем подуровень 4р. Следовательно, в соответствии с правилом Клечковского после заполнения подуровня 4р будет заполняться подуровень 5d, которому отвечает на единицу большее значение n(n=5) .

Задание 2. Напишите электронные формулы атомов и ионов, укажите положение их в периодической системе Д. И. Менделеева (номер периода, группа, подгруппа): Na⁺; Cl^-

Решение. Электронная формула химического элемента натрия следующая: 1s2 2s2 2p6 3s1. Oн расположен в третьем периоде, первой группе, главной подгруппе периодической системы Д. И. Менделеева.

Электронная формула иона Cl^-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Хлор расположен в третьем периоде, седьмой группе, главной подгруппе периодической системы Д. И. Менделеева.

Каждое задание содержит 2 вопроса (а, б)

Задания к разделу 2

Номер задания	а) Укажите численные значения главного и орбитального квантовых чисел данных подуровней, рассчитайте последовательность их заполнения	б) Напишите электронные формулы предложенных атомов и ионов, укажите их положение в системе (номер периода, группа, подгруппа)
	3p; 4s; 2p	Fe; Na⁺
	3d; 4p; 3p	Co; Br^-
	5d; 4p 4d	Ni; Ba²⁺
	3d; 4f; 5s	Zn; Ca²⁺
	4d; 4s; 5s	Sn; S^2-
	6s; 4p; 4f	W; Bi³⁺
	3d; 5s; 7p	S; La³⁺
	4d; 6s; 5d	F; Tl³⁺
	4p; 5p; 4f	Br; Zr⁴⁺
	3d; 3p; 2s	Al; Hg²⁺
	5d; 3s; 6s	Pb; Au³⁺
	6d; 4f; 5p	Ge; Ag⁺
	5d; 3p; 4d	Ga; Sb³⁺
	7s; 6p; 4d	Ni; Bi³⁺
	5d; 4p; 3d	Cl; Pb²⁺
	5s; 6s; 4p	Y; Hf⁴⁺
	6p; 5f; 6d	Zr; At^-
	5d; 5s; 4f	Ta; Ga³⁺
	3s; 4d; 3p	Mo; Cu²⁺
	5f; 4d; 4s	Cr; Se^2-

3. Химическая кинетика и равновесие

3.1 Скорость химических процессов

В зависимости от характера реакции скорость определяется следующим образом. Для гомогенных систем (однородным по составу и свойствам) скорость измеряется:

V =

где V – скорость химической реакции, моль/л∙сек.

ΔC – изменение концентрации вещества за время Δτ = τ₂ – τ₁

τ₁ – исходный момент времени, с,

τ₂ – текущий момент времени, с (τ₂ > τ₁)

В гетерогенных системах (состоящих из 2х или более однородных частей, находящихся в разном фазовом состоянии) при определении скорости концентрации твердых веществ не учитываются. Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, концентрации, температуры, давления и присутствия катализаторов.

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ.

Пример 1. H₂+ Cl₂ = 2HCl

V^® = k× С_H₂×С_Cl₂

где k – константа скорости прямой реакции

С_H₂- концентрация водорода, моль/л

С_Cl₂- концентрация хлора, моль/л

Концентрация веществ может обозначаться квадратными скобками, заключенными вокруг формулы вещества. Например, для этой реакции скорость прямой реакции можно записать так:

V^® = k× [H₂]×[Cl₂]

Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10⁰скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза

где γ – температурный коэффициент скорости реакции, значения которого для большинства реакций лежит в интервале от 2 до 4.

ν₂ - скорость реакции при температуре t₂, ^oC

ν₁ - скорость реакции при температуре t₁, ^oC

Пример 2. Температурный коэффициент скорости реакции равен 2,8. Во сколько раз возрастёт скорость реакции при повышении температуры от 20⁰ до 75 ⁰С ?

Решение. t₂- t₁= 75 – 20 = 55 ^оС. Обозначив скорость реакции при 20^о и 75^о соответственно ν₁и ν₂получаем: ν₂/ ν₁=2,8^55/10=2,8^5,5=287.

Скорость реакции увеличится в 287 раз.

2.2 Химическое равновесие

Состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакции равны, называют химическим равновесием. Состояние равновесия характеризуется константой равновесия К_с.

Гомогенная система:

2СО _(г) + О₂ = 2СО₂ _(г)

К_с=

где С_со; С_О2; С_СО2 – равновесные концентрации веществ, моль/л.

Гетерогенная система:

Fe₂O₃ (т) + 3Н₂ (г) = 3Fe (т)+3Н₂О (г)

К_с=

В выражении константы равновесия концентрация твердой фазы не входит, так как она является практически постоянной величиной.

На состояние равновесия системы влияют давление, концентрация реагирующих веществ и температура. Система может находиться в состоянии равновесия бесконечно долго. Если изменить условия его существования, равновесие будет нарушено. Переход из одного равновесного состояния в другое называют смещением равновесия. Определить направление смещения равновесия позволяет принцип Ле Шателье: если находящаяся в равновесии система подвергается внешнему воздействию, равновесие смещается в направлении, которое способствует ослаблению этого воздействия.

Пример. 1 Для реакции N₂(г)+ 3H₂(г) = 2NH₃ (г) в какую сторону смещается равновесие если увеличить концентрацию аммиака и давление?

Решение: С увеличением концентрации аммиака равновесие смещается влево. С увеличением давления в этой системе равновесие смещается вправо.

Пример 2. В системе А(г)+2В(г)=С(г) равновесные концентрации равны С^р_а =0,06 моль/л, С^р_в =0,12 моль/л , С^р_с =0,216 моль/л . Найти константу равновесия реакции и исходные концентрации веществ А и В.

Решение: Константа равновесия выражается уравнением:

К_с= = = 250

Для нахождения исходных концентраций веществ А и В следует учесть, что согласно уравнению реакции, из 1 моль А и 2 моль В образуется 1 моль С. Поскольку по условию задачи в каждом литре системы образовалось 0, 216 моль вещества С, то при этом было израсходовано 0,216 моль вещества А и 0,216*2 = 0,432 моль вещества В. Таким образом, искомые исходные концентрации равны:

С^о_а = 0,06+0,216=0,276 моль/л,

С^о_в = 0,12+0,432=0,552 моль/л.

Задания к разделу 2.

21. Напишите выражение для константы равновесия реакции:

Si + 2Н₂О ↔ SiO₂+2H₂

22. Рассчитайте исходную концентрацию СО для реакции, если равновесные концентрации [CO]=0,01, [СОS] = 0,03 моль/л.

Sb₂S₃+3CO=2Sb+3COS

23. Температурный коэффициент скорости реакции равен 2,5. Во сколько раз увеличится скорость, если температуру повысить на 40°?

24. В какую сторону сдвинется равновесие системы C+2N₂O ↔ CO₂+2N₂ если увеличить объём системы?

25. Как повлияет на равновесие реакции СаCO₃↔ CaO+CO₂ -179 кДж, понижение температуры?

26. Напишите выражение для константы равновесия реакции:

Fе₂О₃ +3CO ↔2Fe + ЗСО₂

27. Чему равна начальная концентрация NО₂, если в момент равновесия

концентрация NO была 0,3 моль/л , О₂ – 0,15 моль/л, NO₂- 0,2 моль/л.

28. Во сколько раз изменится скорость химической реакции, если температуру понизили с 25° до -15^о при температурном коэффициенте скорости 2?

29. Куда сдвинется равновесие реакции Н₂ +J₂ ↔ 2HJ при уменьшении объёма системы в 3 раза?

30. Куда сдвинете я равновесие реакции N₂О₄ ↔ 2NO₂ -Q, если повысить температуру в системе?

31. Напишите выражение для константы равновесия реакции:

2N₂O ↔ 2N₂+ O₂

32. Чему равна скорость реакции СuO + 2HNO₃= Сu(NО₃)₂ + Н₂О при

концентрации 3 моль/л и константе скорости реакции К = 0,4 ?

33. Во сколько раз уменьшится скорость химической реакции при снижении температуры с 50 до 20 С°, если температурный коэффициент равен 3 ?

34. В какую сторону сдвинется равновесие реакции CO + Н₂О ↔ СО₂ + Н₂ при увеличении давления?

35. В какую сторону сдвинется равновесие реакции 2С + О₂ ↔ 2СО; ΔН⁰ = - 105 кДж при понижении температуры ?

36. Написать выражение для константы равновесия реакции:

2C₂H₄ (г) + 5O₂↔ 4CO₂ + 2H₂O (пар)

37. Рассчитать начальную концентрацию кислорода для реакции, если равновесные концентрации кислорода равна 0,34 моль/л, а диоксида азота равна 0,72 моль/л.

2NO + O₂ ↔ 2NO₂

38. Температурный коэффициент скорости реакции равен 5. Во сколько раз увеличится скорость реакции, если температуру повысить с 80⁰ до 110⁰С.

39. В какую сторону сдвинется равновесие реакции при уменьшении объёма системы: 2CO + O₂ ↔ 2CO₂

40. В системе: N₂+ O₂ ↔ 2NO ΔH⁰=180 кДж. Произошло повышение температуры. В какую сторону сдвинулось равновесие?

Задания 41-60 . Напишите математическое выражение Кс (константы химического равновесия) для обратимых реакций и укажите направление смещения равновесия при изменении условий:

А) уменьшении парциального давления одного из исходных газообразных веществ;

Б) понижении давления;

В) повышении температуры.

Номер задания	Уравнение реакции	ΔН^о, кДж/моль
	2N₂O _(г) + O₂ _(г) = 4NO _(г)
	4NH_{3 (г)}+ 5O_{2 (г)}= 4NO _(г) + 6H₂O _(г)
	2H₂S _(г) + 3O_{2 (г)} = 2SO_{2 (г)} + 2H₂O _(г)
	CO_{2 (г)} + H_{2 (г)} = CO _(г) + H₂O _(г)
	2H₂ _(г)+ O₂ _(г) = 2H₂O _(г)	-484
	2SO2 _(г) + O2 _(г) = 2SO3 _(г)	-196
	2NO _(г) + O2 _(г) = 2NO2 _(г)	-112
	Fe3O4 + H2 _(г) = 3FeO + H2O _(г)
	FeO + H2 _(г) = Fe + H2O _(г)	-272
	C + H2O _(г) = CO _(г)+ H2 _(г)
	CO _(г) + H2O _(г) = CO2 _(г) + H2 _(г)	-41
	SO3 _(г) + H2 _(г) = SO2 _(г) + H2O _(г)	-144
	H2 _(г) + Cl2 _(г) = 2HCl _(г)	-184
	FeO + CO ₍_г₎ = Fe + CO2 ₍_г₎	-11
	2ZnS + 3O2 ₍_г₎ = 2ZnO + 2SO2 ₍_г₎	-878
	N2 _(г) + 3H2 _(г) = 2NH3 _(г)	-92
	CaCO3 = CaO + CO2 _(г)
	2MgCl₂ + 2O₂ _(г) = 2MgO + 2Cl₂ _(г)
	Ca(OH)_{2 (}_т₎ = CaO _(т) + H₂O _(г)
	H₂O _(г)+CO _(г)= CO_{2 (г)}+ H₂ _(г)	-41

4 Растворы электролитов

4.1 Концентрация растворов

Содержание растворенного вещества в растворе может быть выражено либо безразмерными единицами долями, либо величинами размерными – концентрациями. Наиболее часто употребляют следующие методы выражения концентрации растворов.

Массовая доля растворенного вещества (ω) – отношение массы растворенного вещества (m_в) к общей массе раствора (m_р):

m_в

ω = ——

m_р

Если отношение m_в/m_р: умножить на 100%, то концентрация раствора будет выражена в %.

Молярная концентрация (С_м или М) или молярность – число молей растворенного вещества (ν) в одном литре раствора:

С_м = = (моль/л)

где m_в – масса растворенного вещества, М - молярная масса растворенного вещества, г/моль,

V - объём раствора, л.

Эквивалентная концентрация (С_э) – отношение массы растворенного вещества к произведению эквивалента данного вещества на объём раствора:

С_э = (моль/л)

Пример 1. Вычислить массу хлорида натрия и воды, необходимых для приготовления 500 г раствора, в котором содержание хлорида натрия в массовых долях равно 0,05 (или 5 %)

Решение:

По определению массовой доли, выраженной в %.

ω = ∙100 %

Отсюда находим m_в = = =25 г.

Учитывая, что масса раствора равна 500 г, масса воды будет равна: 500-25=475 г.

Пример 2. Определить молярную концентрацию 15 % раствора карбоната натрия с плотностью 1,18 г/мл.

Решение:

Воспользуемся формулой, связывающей процентную и молярную концентрацию:

С_м= ,

где ρ – плотность раствора, г/мл

ω - массовая доля, %

М - молярная масса растворенного вещества, г/моль

В нашем случае: М =106

С_м= = 1,66 моль/л

Задания к подразделу 4.1

Каждое задание содержит по 2 задачи (а, б)

61 а) К 500 мл раствора соляной кислоты (р = 1.10 г/мл) прибавили 2.5 л воды, после чего раствор стал 4% - ным. Определите процентное содержание растворенного вещества в исходном растворе. б) Определите молярную концентрацию 10% - ного раствора азотной кислоты (р=1,06 г/мл).

62 а) Определите молярную концентрацию раствора сульфата калия, в 200 мл которого содержится 1,74 г растворенного вещества. б) Определите процентное содержание растворенного вещества 1М раствора нитрата никеля (11), плотность которого 1,08 г/мл.

63 а) Определите молярную концентрацию 10%-ного раствора серной кислоты (р=1,07 г/мл). б) Сколько мл воды следует добавить к 100 мл 20%-го раствора серной кислоты (р=1,14 г/мл) для получения 5%-го раствора?

64 а) В каком объеме воды следует растворить 32,2 г, чтобы получить 5%-ный раствор сульфата натрия? б) Определите процентное содержание растворенного вещества 0,9М раствора (р=1,05 г/мл).

65 а) Сколько граммов медного купороса СиSО4 • 5Н2О и воды требуется для приготовления 150 г 8%-ного раствора в расчете на безводную соль? б) Определите молярную концентрацию 27%-ного раствора соляной кислоты (р=1,14 г/мл).

66 а) До какого объёма следует разбавить 1,5 л 20%-ного раствора хлорида аммония (р=1,06 г/мл), чтобы получить 10%-ный раствор (р=1,03 г/мл).

б) Сколько миллилитров 70%-ного раствора нитрата калия (р=1,16 г/мл) требуется для приготовления 0.5 л 0,2М раствора?

67 а) Сколько граммов кристаллической соды Na₂СО₃ •10Н₂О надо взять для приготовления 2 л 0,2 М раствора Na₂СО₃? б) Сколько миллилитров 36% - ного раствора соляной кислоты (р = 1,18 г/мл) требуется для приготовления 4 л 0,5 М раствора?

68 а) К 1 л 20% - ного раствора гидроксида натрия (р = 1,22 г/мл) прибавили 10 л воды. Определите процентное содержание растворенного вещества в полученном растворе, б) Определите молярную концентрацию 8% - ного раствора сульфата натрия (р = 1,08 г/мл),

69 а) Сколько миллилитров 10%-ного раствора Na₂СО₃ (р ~ 1,10 г/мл), следует прибавить к 1 л 2% -ного раствора (р = 1,02 г/мл), чтобы получить 3% - ный раствор этой соли? б) Определите процентное содержание растворенного вещества в 2 М растворе гидроксида натрия (р = 1,08 г/мл).

70 а) Сколько миллилитров воды следует прибавить к 25 мл 40% - ного раствора КОН (р=1,40 г/мл), чтобы получить 2 % - ный раствор? б) Сколько миллилитров 96 % -ного раствора серной кислоты (р = 1,84 г/мл) требуется для приготовления 300 мл 0,5 М раствора?

71 а) Сколько граммов медного купороса СиSО₄ • 5Н₂О следует добавить к 150 мл воды, чтобы получить 5% -ный раствор СиSО₄? б) Сколько миллилитров 30% - ного раствора азотной кислоты (р= 1,84 г/мл) требуется для приготовления 250 мл 0,5 М раствора?

72 а) Определите процентное содержание растворенного вещества в 0.25 М растворе гидрокскда натрия (р = 1,01 г/мл), б) Сколько миллилитров 0,1 М раствора НС1 можно приготовить из 20 мл 0,5 М раствора этой кислоты?

73 а) Определите молярную концентрацию 10% - ного раствора соляной кислоты (р = 1,05 г/мл), б) Сколько миллилитров 30% -ной азотной кислоты (р = 1.18 г/мл) требуется для приготовления 250 мл 11% - ного раствора (р = 1,07 г/мл)?

74 а) Сколько миллилитров 30% раствора КОН (р=1,29 г/мл) требуется для приготовления 300 мл 0.1 М раствора? б) К 760 мл 20% - ного раствора NаОН (р= 1,22 г/мл) прибавили 140 мл 10% - ного раствора NаОН (р=1,11 г/мл). Определите процентное содержание растворенного вещества.

75 а) К 50 мл 96% раствора серной кислоты (р=1,84 г/мл) прибавили 50 мл воды. Определите процентное содержание растворенного вещества в полученном растворе. б) Определите молярную концентрацию 72% раствора азотной кислоты (р = 1,43 г/мл).

76 а) Определите молярную концентрацию 6%-ного раствора фосфорной кислоты (р = 1,03 г/мл), б) Определите процентное содержание растворенного вещества раствора, полученного смешением 10 мл 96% -ного раствора азотной кислоты р=1,5 г/мл и 20 мл 48%-го раствора азотной кислоты р =1,3 г/мл.

77 а) До какого объема следует разбавить 500 мл 20% - кого раствора хлорида натрия (р ~ 1,15 г/мл), чтобы получить 4,5% - ный раствор (р ~ 1,03 г/мл)? б) Определите молярную концентрацию 50% раствора азотной кислоты (р =1,31 г/мл).

78 а) Определите молярную концентрацию 60%-ного раствора серной кислоты (р =1,5 г/мл). б) Сколько миллилитров 32% - ного раствора азотной кислоты (р =1,39 г/мл) необходимо для приготовления 300 мл 0,75М раствора?

79 а) Сколько миллилитров 0,2 М раствора азотной кислоты необходимо для нейтрализации 80 мл 0,6 М раствора NаОН? б) Определите процентное содержание растворенного вещества в 1,5 М растворе КОН (р = 1,07 г/мл).

80 а) Определите молярную концентрацию 10 % раствора карбоната натрия (р=1,10 г/мл). б) Сколько миллилитров 30% раствора (р=0,9 г/мл) требуется для получения 400 мл 2М его раствора?

4.2. Электролитическая диссоциация.

Ионно-молекулярные уравнения.

Электролитами называют вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам относятся неорганические кислоты, основания, амфотерные гидроксиды и соли. Они распадаются в водных растворах и расплавах на катионы и анионы.

Процесс распада молекул электролитов на ионы в среде растворителя получил название электролитической диссоциации. Количественно диссоциация определяется степенью и константой диссоциации. Степень диссоциации – это число, показывающее какая часть молекул от общего их количества в растворе распадается на ионы:

a =

По степени диссоциации электролиты условно разделяют на сильные (a ≈ 1) и слабые(a < 1).

Сильные электролиты

К ним относятся минеральные кислоты: HNO₃, H₂SO₄, HCl, HBr, HJ, HClO₄; гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов: LiOH, NaOH, KOH, Ba(OH)₂ и др. ; соли – средние, кислые, основные – Fe₂(SO₄)₃; NaHCO₃; Al(OH)Cl₂ и тп.

Сильные электролиты диссоциируют практически нацело:

Fe₂(SO₄)₃ = 2Fe³⁺ + 3SO₄^2-

HNO₃ = H⁺ + NO^3-

NaHCO₃ = Na⁺ + HCO^3-

Ba(OH)₂ = Ba²⁺ + 2OH^-

Слабые электролиты

К ним относятся кислоты: HNO₂, H₂CO₃, H₂S и др. а также все органические кислоты, в том числе уксусная CH₃COOH; гидроксиды металлов основного характера Fe(OH)₃, Cu(OH)₂ и др. (кроме щелочных и щелочноземельных) и гидроксид аммония NH4OH, а также амфотерные гидроксиды Al(OH)₃; Cr(OH)₃; Zn(OH)₂; Sn(OH)₂ и др.

Для слабых электролитов диссоциация обратимый процесс, для которого справедливы общие законы равновесия. Например, для уксусной кислоты константа равновесия, называемая константой диссоциации имеет вид: CH₃COOH ↔ CH₃COO^- + H⁺

К_д =

Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато, и каждую ступень равновесного состояния характеризует своя константа диссоциации (причем К всегда больше К и т.д.), например, при

диссоциации Н₂S: 1-я ступень Н₂S ↔ Н⁺ + НS^- К = = 6∙10^-8

2- я ступень НS^- ↔ Н⁺ + S^2- К = = 1∙10^-14,

где [ ] - равновесные концентрации ионов и молекул.

Диссоциация Сu(ОН)₂:

1-я ступень Си(ОН)₂ ↔ Си(ОН)⁺ + ОН^-

2-я ступень Си(ОН)⁺ ↔ Си²⁺ + ОН^-

Амфотерные гидроксиды, например Рb(ОН)₂ диссоциируют по основному типу: Рb(ОН)₂ ↔ РbОН⁺ + ОН^-

РbОH⁺ ↔ Pb²⁺ + ОН^-

и кислотному:

Н₂РbО₂ ↔ Н⁺ + НРbО₂^-

HPbO₂^- ↔ H⁺+ PbO₂^2-

В растворах электролитов реакции протекают между ионами. Для записи ионных реакций применяют ионные уравнения. При составлении ионных уравнений реакций все слабые электролиты, газы и труднорастворимые электролиты записывают в молекулярной форме, все сильные электролиты (кроме труднорастворимых солей) в ионной форме. Примеры составления ионных уравнений реакций:

а) образование труднорастворимых соединений:

Cu(NO₃)₂+ 2NaOH = Cu(OH)₂¯ + 2NaNO₃

Cu²⁺ + 2NO^3- + 2Na⁺ + 2OH^- = Cu(OH)₂¯ + 2Na⁺ + 2NO^3-

Cu²⁺ + 2OH^- = Cu(OH)₂¯

б) образование газообразных веществ:

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂O + CO₂

2Na⁺ + CO₃^2- + 2H⁺ + 2Cl^- = 2Na⁺ + 2Cl^- + H₂O + CO₂

CO₃^2- + 2H⁺ = H₂O + CO₂

в) образование слабых электролитов:

CH₃COONa + HNO₃ = CH₃COOH + NaNO₃

CH₃COO^- + Na⁺ + H⁺ + NO₃^- = CH₃COOH + Na⁺ + NO₃^-

CH3COO^- + H⁺ = CH₃COOH

Пример 1. Написать реакции для следующих превращений: KOH ^А® KHSO₃ ^В® K₂SO₃

Решение:

А. KOH + H₂SO₃= KHSO₃+ H₂O

K⁺ + OH^- + H₂SO₃ = K⁺ + HSO₃^- + H₂O

OH^- + H₂SO₃ = HSO₃^- + H₂O

В. KHSO₃ + KOH = K₂SO₃ + H₂O

K⁺ + HSO₃^- + K⁺ + OH^- = 2K⁺ + SO₃^2- + H₂O

HSO₃^- + OH^- = SO₃^2- + H₂O

Задания к разделу 4.2.

Задания 81-100. напишите для предложенных соединений уравнения диссоциации, а также в молекулярной и ионной формах уравнения возможных реакций взаимодействия их H₂SO₄ с и NaOH.

81. HCl; Cr(OH)₃	91. Ca(OH)₂; H₃PO₄
82. Cd(OH)₂; H₂S	92. HNO₃; Be(OH)₂
83. Cu(OH)₂; HBr	93. H₂Cr₂O₇; KOH
84. H₂SO₃; Sn(OH)₂	94. HCN; Ga(OH)₃
85. H₂SiO₃; Pb(OH)₂	95. KOH; H₂CO₃
86. CH₃COOH; Fe(OH)₃	96. HF; Be(OH)₂
87. H₂Se; Zn(OH)₂	97. NH₄OH; HClO₄
88. Fe(OH)₂; H₃AsO₃	98. Pb(OH)₂; HNO₂
89. LiOH; HJ	99. Mg(OH)₂; HClO
90. H₂Te; Al(OH)₃	100. Ba(OH)₂; HMnO₄

Задания 101-120. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций для следующих превращений:

101. Ni(OH)₂ ® (NiOH)₂SO₄ ® NiSO₄ ® Ni(OH)₂

102. CuSO₄ ® (CuOH)₂SO₄ ® Cu(OH)₂ ® Cu(OH)NO₃

103. Bi(NO₃)₃ ® Bi(OH)(NO₃)₂® Bi(OH)₃ ® Bi₂O₃

104. Co(OH)₂ ® Co(OH)Cl ® CoCl₂ ® Co(NO₃)₂;

105. Pb(NO₃)₂ ® Pb(OH)NO₃ ® Pb(OH)₂ ® K₂PbO₂

106. NiCl₂ ® Ni(OH)₂ ® Ni(OH)Cl ® NiCl₂

107. Cr(OH)Cl₂ ® CrCl₃ ® Cr(OH)₃ ® Cr(OH)SO₄

108. (SnOH)₂SO₄ ® SnSO₄ ® Sn(OH)₂ ® Na₂SnO₂;

109. NiBr₂ ® Ni(OH)Br ® Ni(OH)₂ ® NiSO₄

110. CoSO₄ ® Co(OH)₂ ® (CoOH)₂SO₄ ® Co(NO₃)₂

111. Cr₂(SO₄)₃ ® Cr(OH)SO₄ ® Cr₂(SO₄)₃ ® CrCl₃;

112. NiSO₄ ® (NiOH)₂SO₄ ® Ni(OH)₂ ® NiBr₂;

113. Fe(OH)SO₄ ® Fe₂(SO₄)₃ ® Fe(OH)₃ ® FeCl₃

114. Sn(OH)₂ ® Sn(OH)Cl ® K₂SnO₂ ® Sn(OH)₂

115. NiBr₂ ® (NiOH)₂ SO₄ ®Ni(OH)₂ ®NiBr₂

116. Al(OH)₃ ®Al(OH)₂Cl ® AlCl₃ ® Al(NO₃)₃;

117. CoCl₂ ® Co(OH)₂ ® (CoOH)₂SO₄ ® CoSO₄,

118. Bi(OH)₃ ® Bi(OH)₂NO₃ ®Bi(OH)₃ ®Bi₂O₃

119. Cu(OH)₂ ® Cu(OH)Cl ® CuCl₂ ® Cu(NO₃)₂

120. CoSO₄ ®(CoOH)₂SO₄ ®Co(OH)₂ ®Co(NO₃)₂

12 3 4 5 Следующая ⇒