Константы диссоциации некоторых слабых кислот и оснований 9 страница

рОН = -lg[OH-] = -lg1,09×10-7 = 6,96;

рH = 14 – рОН = 7,04.

Пример 27. Произойдет ли осаждение малорастворимого AgNO2 (L = 1,6×10-4) по реакции AgNO3 + KNO2 ® AgNO2 + KNO3 при смешивании равных объемов растворов AgNO3 и KNO2 (концентрация растворов 0,02 М)?

Решение. Для образования осадка AgNO2 должно выполняться условие [Ag+][NO2-] ≥ L. Проверим, выполняется ли это условие. После смешивания равных объемов растворов AgNO3 и KNO2 общий объем раствора будет в 2 раза больше каждого из исходных, и концентрации AgNO3 и KNO2 соответственно уменьшатся в 2 раза, т.е. будут равны 0,01 моль/л. Так как [Ag+][NO2-] = 0,01×0,01 = 1×10-4 < L, осадок не образуется.

Задание XVI. Вычислить растворимость предложенного соединения в воде при температуре 25 °С и в присутствии электролита с одноименным ионом (табл.4.9).

Таблица 4.9

Номер задачи Твердая фаза Электролит Концентрация раствора
AgBr AgNO3 0,01 г/л
Ag2SO4 K2SO4 0,01 М
PbI2 KI 0,05 н.
CaCO3 Na2CO3 0,005 н.
BaCrO4 K2CrO4 0,001 М
BaSO4 BaCl2 0,001 г/л
Ag2CO3 Na2CO3 0,1 %
CaSO4 K2SO4 0,02 %
PbBr2 KBr 0,003 н.
PbSO4 Pb(NO3)2 0,005 М.
ZnS ZnCl2 0,09 г/л
Hg2SO4 Na2SO4 0,001 г/л
PbCO3 K2CO3 0,02 г/л
BaSO3 Na2SO3 0,028 М
AgIO3 KIO3 0,009 н.
CaHPO4 CaCl2 0,01 г/л
CuI KI 0,01 М
TlI NaI 0,05 н.
Hg2I2 Hg2(NO3)2 0,005 н.
Ag2S AgNO3 0,001 М
TlBr NaBr 0,001 г/л
BaSO3 Na2SO3 0,003 н.
Ag3PO4 AgNO3 0,005 М.
PbS Pb(NO3)2 0,09 г/л
CaF2 NaF 0,001 г/л
LaF3 NaF 0,02 г/л
Ca3(PO4)2 CaCl2 0,028 М
Na3AlF6 NaCl 0,1 %
AgBrO3 NaBrO3 0,02 %
AgCl KCl 0,003 н.
AgI KI 0,005 М.
Ag2CrO4 AgNO3 0,09 г/л

Окончание табл.4.9

Номер задачи Твердая фаза Электролит Концентрация раствора
CdCO3 Cd(NO3)2 0,001 г/л
CuCl KCl 0,02 г/л
Hg2Br2 KBr 0,028 М
Hg2Cl2 KCl 0,009 н.
PbCl2 KCl 0,01 г/л
TlCl KCl 0,01 М
Ba3(AsO4)2 Ba(NO3)2 0,05 н.
Ba3(PO4)2 K3PO4 0,005 н.
Bi2(C2O4)3 Bi(NO3)3 0,001 М
Li3PO4 K3PO4 0,001 г/л
In4[Fe(CN)6]3 K4[Fe(CN)6] 0,003 н.
Na2BeF4 NaNO3 0,01 г/л
K2SiF6 KNO3 0,01 М
Hg2CrO4 Hg2(NO3)2 0,05 н.
SnS Na2S 0,0005 н.
Pb3(PO4)2 K3PO4 0,01 М
Tl2S Na2S 0,0005 н.
Zn3(AsO4)2 ZnSO4 0,009 н.

Задание XVII. Определить рН гидратообразования предложенных солей (табл.4.10).

Таблица 4.10

Номер задачи Соль Концентрация соли, моль/л Номер задачи Соль Концентрация соли, моль/л
AlCl3 0,01 CdCl2 0,15
MgCl2 0,38 Sb(NO3)3 0,002
Be(NO3)2 0,52 CoSO4 0,006
MnSO4 0,062 Sc(NO3)3 0,001
Bi(NO3)3 0,046 Cr2(SO4)3 0,059
NiCl2 0,031 SnCl2 0,012
CaCl2 0,023 Cu(NO3)2 0,038
Pb(NO3)2 0,004 SnCl4 0,003

Окончание табл.4.10

Номер задачи Соль Концентрация соли, моль/л Номер задачи Соль Концентрация соли, моль/л
FeSO4 0,064 LaCl3 0,008
Sr(NO3)2 0,055 Y(NO3)3 0,0012
FeCl3 0,26 ZrOCl2 0,056
Tl(NO3)3 0,001 ZnSO4 0,022

Задание XVIII. Решить задачи.

798. Определить концентрацию карбоната натрия, необходимую для того, чтобы снизить растворимость карбоната серебра в 100 раз по сравнению с растворимостью в воде.

799. Чему равно произведение растворимости и растворимость иодида серебра в воде, если концентрация иодида серебра в 0,001 н. растворе иодида калия равна 1,5×10-13 моль/л?

800. Во сколько раз меньше растворимость гидроксида кобальта (II) в растворе с рН = 12, чем в растворе с рН = 10?

801. Какое из оснований – гидроксид железа (II) или гидроксид железа (III) – и во сколько раз лучше растворимо в щелочном растворе с рН = 9?

802. Определить растворимость и произведение растворимости гидроксида кальция, если его насыщенный раствор имеет рН = 12,4.

803. Определить растворимость гидроксида никеля в воде и в растворе с рН = 1.

804. При каком значении рН растворимость гидроксида кадмия снизится в 20 раз по сравнению с растворимостью в воде?

805. Определить произведение растворимости и растворимость в воде сульфата кальция, если концентрация соли в 0,2 н. растворе серной кислоты составляет 6×10-5 моль/л.

806. Определить произведение растворимости и растворимость сульфата свинца в воде, если концентрация соли в 0,004 н. растворе серной кислоты равна 8×10-6 моль/л.

807. Во сколько раз растворимость хлорида серебра в 0,001 н. растворе хлорида натрия меньше, чем в воде?

808. Определить растворимость гидроксида кобальта (II) в воде и в 0,1 н. растворе сульфата кобальта.

809. Определить растворимость гидроксида железа (II) в воде и в 0,05 М растворе сульфата железа (II).

810. Смешаны равные объемы 0,02 н. растворов хлорида кальция и сульфата натрия. Образуется ли при этом осадок сульфата кальция?

811. Во сколько раз растворимость оксалата кальция Са2С2О4 в 0,1 М растворе оксалата аммония меньше, чем в воде?

812. Во сколько раз уменьшится концентрация ионов серебра в насыщенном растворе хлорида серебра, если прибавить к нему столько соляной кислоты, чтобы концентрация хлорид-ионов в растворе стала равной 0,03 моль/л?

813. Растворимость бромида таллия (I) в воде 1,9×10-3 моль/л. Определить его произведение растворимости и растворимость в 0,1 н. растворе нитрата таллия (I).

814. Растворимость карбоната кальция в воде составляет 4,15×10-6 моль/л. Определить его произведение растворимости и растворимость в 0,001 М растворе карбоната натрия.

815. К 150 мл насыщенного раствора AgCl прибавили 10 мл раствора NaCl концентрацией 3 %. Сколько молей серебра останется в растворе?

816. К 125 мл насыщенного раствора PbSO4 прибавлено 5 мл раствора H2SO4 концентрацией 0,5 %. Сколько молей свинца останется в растворе?

817. К 20 мл Na2AsO4 прилили 30 мл 0,12 М раствора AgNO3. Какая масса мышьяка останется в растворе?

818. К 50 мл 0,02 М раствора CaCl2 прибавили 50 мл 0,03 М раствора сульфата калия. Какова остаточная концентрация сульфата кальция?

819. Выпадет ли осадок Mg(OH)2 при действии на 0,2 М раствор сульфата магния равным объемом 0,2 М раствора гидроксида аммония?

820. Насыщенный раствор CaSO4 смешали с равным объемом раствора, содержащего 0,0248 г (NH4)2C2O4 в 1 л. Произойдет ли образование осадка CaC2O4?

821. При какой концентрации ионов магния начнется выпадение осадка Mg(OH)2 из раствора, имеющего рН = 8,7?

822. При какой концентрации хромат-ионов начнется выпадение осадка PbCrO4 из 0,1 М раствора нитрата свинца (II)?

823. Будет ли осаждаться SrSO4 при добавлении 5 мл насыщенного раствора сульфата кальция к 20 мл раствора, содержащего 0,5 экв кальция?

824. В 200 мл раствора содержится по 0,02 экв хлорида и оксалата натрия. К раствору добавляют нитрат серебра. Какова будет остаточная концентрация хлорид-ионов и когда начнется осаждение Ag2C2O4?

825. Какое вещество начнет осаждаться первым при постепенном приливании нитрата серебра к раствору, в 1 л которого содержится 0,01 моль KCl и 0,1 моль K2CrO4?

826. В 100 мл раствора содержится 0,01 экв. ионов Ba2+ и Sr2+. Сколько молей K2CrO4 следует ввести в раствор, чтобы осадить барий?

827. В 100 мл раствора содержится 0,01 экв. ионов Sr2+. Сколько молей K2CrO4 следует ввести в раствор, чтобы осадить стронций?

5. Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительными называются химические реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов элементов.

Окисление – процесс отдачи электронов, а восстановление – процесс принятия электронов. Окисление и восстановление взаимосвязаны.

Окислитель – вещество, атомы которого принимают электроны, при этом он восстанавливается.

Восстановитель – вещество, атомы которого отдают электроны, при этом он окисляется.

Все окислительно-восстановительные реакции классифицируют следующим образом:

· Межмолекулярные реакции. Это реакции, в которых окислитель и восстановитель являются различными веществами:

Константы диссоциации некоторых слабых кислот и оснований 9 страница - student2.ru ;

Константы диссоциации некоторых слабых кислот и оснований 9 страница - student2.ru

где Mn+4 – окислитель; Cl–1 – восстановитель.

· Реакции внутримолекулярного окисления. Это реакции, которые протекают с изменением степеней окисления атомов различных элементов одного и того же вещества:

Константы диссоциации некоторых слабых кислот и оснований 9 страница - student2.ru ,

Константы диссоциации некоторых слабых кислот и оснований 9 страница - student2.ru

где Mn+7 – окислитель; O-2 – восстановитель.

· Реакции диспропорционирования. В этих реакциях и окислителем, и восстановителем является элемент, находящийся в промежуточной степени окисления в составе одного и того же вещества:

Константы диссоциации некоторых слабых кислот и оснований 9 страница - student2.ru ,

Константы диссоциации некоторых слабых кислот и оснований 9 страница - student2.ru

где Cl20 – окислитель и восстановитель.

О возможности того или иного вещества проявлять окислительные, восстановительные или двойственные свойства можно судить по степени окисления элементов, выполняющих эти функции.

Элементы в своей высшей степени окисления проявляют только окислительные свойства, а в низшей степени окисления проявляют только восстановительные свойства. Элементы, имеющие промежуточную степень окисления, могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Некоторые окислители и восстановители представлены в табл.5.1.

Таблица 5.1

  Вещество Схемы реакций
соли кислоты, pH < 7
Константы диссоциации некоторых слабых кислот и оснований 9 страница - student2.ru KMnO4

Константы диссоциации некоторых слабых кислот и оснований 9 страница - student2.ru Константы диссоциации некоторых слабых кислот и оснований 9 страница - student2.ru Константы диссоциации некоторых слабых кислот и оснований 9 страница - student2.ru  
Константы диссоциации некоторых слабых кислот и оснований 9 страница - student2.ru Константы диссоциации некоторых слабых кислот и оснований 9 страница - student2.ru Константы диссоциации некоторых слабых кислот и оснований 9 страница - student2.ru Константы диссоциации некоторых слабых кислот и оснований 9 страница - student2.ru  
H2O2 Константы диссоциации некоторых слабых кислот и оснований 9 страница - student2.ru  
Восстановители Схемы реакций  
H2S и ее соли, Na2S2O3 Константы диссоциации некоторых слабых кислот и оснований 9 страница - student2.ru  
НГ и их соли Константы диссоциации некоторых слабых кислот и оснований 9 страница - student2.ru  
Константы диссоциации некоторых слабых кислот и оснований 9 страница - student2.ru Cr+3 Константы диссоциации некоторых слабых кислот и оснований 9 страница - student2.ru Константы диссоциации некоторых слабых кислот и оснований 9 страница - student2.ru  
HNO2 и ее соли Константы диссоциации некоторых слабых кислот и оснований 9 страница - student2.ru (HNO3 или ее соли)  
H2SO3 и ее соли Константы диссоциации некоторых слабых кислот и оснований 9 страница - student2.ru (H2SO4 или ее соли)  
H2O2 Константы диссоциации некоторых слабых кислот и оснований 9 страница - student2.ru  
         

Пример 1. составить электронную схему и закончить уравнение реакции FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4 → …

Решение. Степени окисления изменяются у железа Fe+2 и хрома Cr+6. Составим уравнение баланса электронов, причем расчет ведем на два атома хрома (по числу атомов в молекуле K2Cr2O7):

6 Fe+2 – ē → Fe+3
1 2Cr+6 + 6ē → 2Cr+3
6 Fe2+ + 2 Cr+6 → 2 Cr+3 + 6 Fe+3

Расставим полученные коэффициенты в левую и правую части исходного уравнения. Учитывая, что реакция протекает при избытке серной кислоты, конечным продуктом реакции будут сульфаты всех металлов. Водород образует воду. Недостаток сульфат-ионов слева компенсируют 7 моль серной кислоты. В последнюю очередь уравнивают реакцию по водороду (7 Н2О). Проверку следует вести по кислороду (по 59 атомов слева и справа).

Окончательно

6 FeSO4 + K2Cr2O7 + 7 H2SO4

→ 3 Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7 H2O.

Пример 2.Закончить и уравнять реакцию С6Н12О6 + + КМnО4 + Н24 → СО2 + …

Решение. Необходимо составить схему процесса. В кислой среде перманганат-ион восстанавливается до иона марганца со степенью окисления +2. Для уравнивания числа атомов кислорода добавляют воду или ионы Н+ в кислой среде или ОН- в щелочной:

МnО4- + 8 Н+ + 5 e- → Мn2+ + 4 Н2О.

Восстановитель С6Н12О6 окисляется до СО2 согласно полуреакции:

С6Н12О6 + 6 Н2О - 24 e- → 6 СО2 + 24 Н+.

Приведем число электронов к наименьшему общему кратному, в данном случае к 120. Для этого уравнения полуреакций умножим на соответствующие коэффициенты: на 24 и 5. Суммируем уравнения полуреакций, сокращая одинаковые члены в левой и правой частях. В результате получим ионное уравнение реакции

5 С6Н12О6 + 24 МnО4- + 72 Н+ → 30 СО2 + 24 Мn2+ + 66 Н2О.

Составим молекулярное уравнение реакции путем добавления к ионам имеющихся в растворе противоионов:

5 С6Н12О6 + 24 КМnО4 + 36 Н2SO4 =

= 30 СО2 + 24 МnSO4 + 66 Н2О + 12 К24.

Задание I. Дописать схемы окислительно-восстановитель­ных реакций и расставить коэффициенты в уравнениях.

1. MnO2 + KClO3 + KOH → K2MnO4 + KCl + …

2. HgS + HNO3 + HCl → S + NO + …

3 SO2 + Br2 + H2O → H2SO4 + …

4. Mn(OH)2 + Cl2 + KOH → MnO2 + KCl + …

5. K[Cr(OH)4] + Br2 + KOH → K2CrO4 + …

6. Cl2 + S + H2O → H2SO4 + …

7. K2MnO4 + Cl2 → KMnO4 + …

8. KNO3 → KNO2 + O2 + …

9. AgNO3 → Ag + NO2 + O2 + …

10. Pb(NO3)2 → PbO + NO2 + O2 + …

11. NO2 + H2O → HNO3 + NO + …

12. Ca(OH)2 + NO2 → Ca(NO3)2 + Ca(NO2)2 + …

13. KClO3 → KClO4 + KCl + …

14. I2 + Ba(OH)2 → Ba(IO3) 2 + BaI2 + …

15. H2S + O2 → SO2 + …

16. S + HNO3 → H2SO4 + NO2 + …

17. C + HNO3(K) → CO2 + NO + …

18. NH3 + O2 → NO + …

19. H2O2 + KMnO4 + H2SO4 → O2 + …

20. K3[Cr(OH)6] + Br2 + KOH → K2CrO4 + …

21. H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 → S + …

22. KNO2 + KMnO4 + H2O → KNO3 + …

23. KNO2 + KMnO4 + KOH → KNO3 + …

24. K4[Fe(CN)6] + H2O2 + H2SO4 → K3[Fe(CN)6] + …

25. K3[Fe(CN)6] + H2O2 + KOH →K4[Fe(CN)6] + O2 + …

26. Zn + KClO3 + KOH → K2[Zn(OH)4] + KCl + …

27. Al + KNO3 + KOH → K3[Al(OH)6] + NH3 + …

28. Al + NaOH + H2O → Na3[Al(OH)6] + …

29. K2[Sn(OH)4] + KOH + Bi(NO3)3 → K2[Sn(OH)6] + Bi + …

30. SnCl2 + HCl + HNO3 → H2[SnCl6] + NO + …

31. SnCl2 + HgCl2 + HCl → Hg + H2[SnCl6] + …

32. KNO2 + KMnO4 + H2SO4 → KNO3 + …

33. Cu2O + HNO3 → NO2 + …

34. FeSO4 + KClO3 + H2SO4 → KCl + …

35. CuCl2 + SO2 + H2O → CuCl + …

36. CrCl3 + Br2 + KOH → K2CrO4 + …

37. H2O2 + KI + H2SO4 → I2 + …

38. H2S + H2O2 → H2SO4 + …

39. H2S + H2SO3 → …

40. H2O2 + HIO3 → I2 + …

41. H2O2 + K2Cr2O7 + H2SO4 →…

42. K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → SO2 + …

43. Hg2(NO3)2 + O2 + HNO3 → Hg(NO3)2 + …

44. NaCrO2 + H2O2 + NaOH → Na2CrO4 + …

45. HBr + HBrO3 → Br2 + …

46. HClO + H2O2 → HCl + …

47. CrO3 + HCl → Cl2 + …

48. PH3 + KMnO4 + H2SO4 → H3PO4 + …

49. NaBr + NaBrO3 + H2SO4 → Br2 + …

50. SnS + HNO3 → NO + …

51. HgI2 + H2O2 + H2SO4 → I2 + …

52. KMnO4 + MnSO4 + H2O → MnO2 + …

53. H2MnO4 → HMnO4 + MnO2 + …

54. Hg + HNO3(в.р.) → NH3 + …

55. K2Cr2O7 + SnCl2 + HCl → K2[SnCl6] + …

56. Na[Cr(OH)4] + NaClO3 + NaOH → Na2CrO4 + NaCl + …

57. FeS2 + HNO3 → Fe(NO3)3 + NO + …

58. Fe3O4 + HNO3 → Fe(NO3)3 + NO + …

59. Fe3O4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + SO2 + …

60. CuFeS2 + HNO3 → FeSO4 + CuSO4 + NO + …

61. As2S2 + HNO3 → H3AsO4 + H2SO4 + NO + …

62. Zn + HNO3(в.р.) → N2 + Zn(NO3)2 + …

63. SnCl2 + Cl2 + KOH → …

64. MnSO4 + Br2 + H2O → HMnO4 + …

65. FeSO4 + KBrO3 + H2SO4(pазб) → …

66. Fe(OH)3 + Cl2 + KOH → KClO3 + …

67. HClO + KI → …

68. HClO + H2S → …

69. HClO4 + H2SO3 → …

70. HClO4 + C → …

71. K2S + KMnO4 + H2SO4(разб.) → …

72. P + KOH + H2O → K2HPO4 + …

73. NO2 + KOH → KNO3 + …

74. K2MnO4 + H2SO4(разб.) → MnO2 + KMnO4 + …

75. MnSO4 + NaBiO3 + H2SO4(разб.) → …

76. KMnO4 + NaI + H2O → …

77. MnSO4 + PbO2 + HNO3 → HMnO4 + …

78. MnSO4 + KClO3 + H2O → HMnO4 + …

Наши рекомендации