Растворы электролитов 1 страница

Пример 1. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, протекающих между веществами:

1. AgNO₃ + FeCl₃ ®

2. Na₂S + HCl ®

3. HCN + KOH ®

4. Zn(OH)₂ + NaOH ®

Решение. Реакции в растворах электролитов протекают между ионами, их записывают с помощью ионных уравнений. Большинство этих реакций относят к типу обменных, и сущность их сводится к соединению ионов в молекулы новых веществ. Обязательным условием протекания реакций обмена между электролитами в растворах является присутствие малорастворимых веществ, слабых электролитов, газообразных веществ, комплексных ионов.

При составлении ионного уравнения все перечисленные выше вещества пишутся в виде молекул, а сильные электролиты - в виде ионов, независимо от того, в левой или правой частях уравнения они находятся.

Распишем реакции, приведенные в условии задачи в молекулярном и ионном виде.

Молекулярное уравнение:

3AgNO₃ + FeCl₃ = 3AgCl¯ + Fe(NO₃)₃.

Полное ионное уравнение:

3Ag⁺ + 3NO + Fe³⁺ + 3Cl^- = 3AgCl¯ + 3Fe³⁺ + 3NO .

Если из правой и левой частей уравнения исключить одинаковые ионы, то получим краткое ионное уравнение, выражающее суть данной реакции.

Краткое ионное уравнение:

3Ag⁺ + 3Cl^- = 3AgCl¯.

Подобным образом расписываем остальные реакции.

2. Na₂S + 2HCl =2NaCl + H₂S­.

2Na⁺ + S^2– + 2H⁺ + 2Cl^– =2Na⁺ + 2Cl^– + H₂S­.

2H⁺ + S^2– = H₂S­.

3. HCN + KOH = KCN + H₂O.

HCN + K⁺ + OH^- = K⁺ + CN^- + H₂O.

HCN + OH^- = CN^- + H₂O.

4. Zn(OH)₂¯ + 2NaOH = Na₂[Zn(OH)₄].

Zn(OH)₂¯ + 2Na⁺ + 2OH^- = 2Na⁺ + [Zn(OH)₄]^2-.

Zn(OH)₂¯ + 2OH^- = [Zn(OH)₄]^2-.

Пример 2. К растворам NaCl, HNO₃, CuSO₄, KNO₃ прибавили раствор гидроксида натрия. В каком случае произошла реакция? Напишите молекулярные и ионные уравнения этих реакций.

Решение. Чтобы определить, произошла или нет реакция, распишем молекулярные и ионные уравнения:

1. NaCl + NaOH = NaOH + NaCl,

Na⁺ + Cl^- + Na⁺ + OH^- = Na⁺ + OH^- + Na⁺ + Cl^-.

В левой и правой частях уравнения одни и те же ионы, нет никакого изменения, реакция не идет.

2. HNO₃ + NaOH = NaNO₃ + H₂O,

H⁺ + NO + Na⁺ + OH^- = Na⁺ + NO + H₂O,

H⁺ + OH^- = H₂O.

Реакция протекает с образованием слабого электролита - воды.

3. CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂¯ + Na₂SO₄,

Cu²⁺ + SO + 2Na⁺ + 2OH^- = Cu(OH)₂¯ + 2Na⁺ + SO .

Cu²⁺ + 2OH^– = Cu(OH)₂

Реакция протекает с образованием осадка гидроксида меди.

4. KNO₃ +NaOH = KOH + NaNO₃,

K⁺ + NO + Na⁺ + OH^- = K⁺ + OH^- + Na⁺ + NO .

Реакция не идет, левая и правая части уравнения идентичны.

Пример 3. Какое значение pH (больше или меньше 7) имеют растворы следующих солей: Na₂SO₄, Na₂S, NaCl, CuSO₄? Ответ мотивируйте, составив молекулярные и ионные уравнения гидролиза соответствующих солей.

Решение. Гидролиз солей - это реакция обменного разложения между водой и ионами соли, ведущая к образованию слабого электролита, нарушающая диссоциацию воды и, как правило, изменяющая pH раствора. Поэтому гидролизу не подвергаются соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, так как они не могут дать слабых электролитов.

Если гидролизу подвергаются многозарядные ионы, гидролиз всегда протекает ступенчато с преобладанием первой стадии и образованием основных и кислых солей. Гидролиз можно усилить, если раствор подогреть или сильно разбавить.

Из солей, приведенных в условии задачи, NaCl и Na₂SO₄ образованы сильными основаниями и сильными кислотами, поэтому они гидролизу не подвергаются, pH растворов этих солей будет примерно равен 7.

Соль Na₂S образована сильным основанием NaOH и слабой кислотой H₂S. Гидролиз пойдет по слабому звену - аниону ступенчато:

Na₂S D 2Na⁺ + S^2-,

S^2- + HOH D HS^- + OH^-,

Na₂S + H₂O D NaHS + NaOH.

Выше записано краткое ионное уравнение гидролиза. Чтобы написать на его основе молекулярное уравнение, необходимо к ионам краткого ионного уравнения дописать до компенсации зарядов противоионы от исходной соли, в данном случае ионы Na⁺.

Соль CuSO₄ образована слабым основанием Cu(OH)₂ и сильной кислотой H₂SO₄. Гидролиз пойдет по слабому звену - катиону Cu²⁺:

CuSO₄ D Cu²⁺ + SO .

Краткое ионное уравнение гидролиза:

Cu²⁺ + HOH D (CuOH)⁺ + H⁺.

Молекулярное уравнение гидролиза:

2CuSO₄ + 2H₂O D (CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄.

Пример 4. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза, происходящего при сливании растворов Cr₂(SO₄)₃ и H₂S, зная, что образующийся сульфид хрома не существует в водной среде и полностью гидролизуется.

Решение. При сливании растворов солей происходит следующая обменная реакция:

Cr₂(SO₄)₃ + 3K₂S D Cr₂S₃ + 3K₂SO₄.

Соль K₂SO₄ образована сильным основанием KOH и сильной кислотой H₂SO₄ и гидролизу не подвергается. Соль Cr₂S₃ образована слабым основанием Cr(OH)₃ и слабой кислотой H₂S, поэтому гидролиз пойдет по катиону и по аниону до конца.

Краткое ионное уравнение гидролиза соли Cr₂S₃:

2Cr³⁺ + 3S^2- + 6HOH D 2Cr(OH)₃¯ + 3H₂S­.

Молекулярное уравнение реакции с учетом гидролиза соли:

Cr₂(SO₄)₃ + 3K₂S + 6H₂O D 3K₂SO₄ + 2Cr(OH)₃¯ + 3H₂S­.

Задания

121. Электролитическая диссоциация есть процесс распада электролита на ионы под действием:

1) электрического тока, 2) энергии ионов, 3) энергии молекул вещества, 4) полярных молекул растворителя.

122. Степень диссоциации есть отношение:

1) произведения концентраций.ионов, образовавшихся при диссоциации, к концентрации непродиссоциировавших молекул, 2) числа распавшихся на ионы молекул к общему числу растворенных молекул, 3) концентрации ионов к общей концентрации растворенных молекул, 4) концентрации продиссоциированных молекул к концентрация непредиссоциировавших молекул.

123. Константа диссоциации слабых электролитов характеризует их способность диссоциировать на ионы и не зависит от:

1) температуры, 2) концентрации, 3) природы растворителя, 4) природы растворенного вещества.

124. Укажите самое правильное определение понятия «электролиты».

1) вещества, водные растворы которых проводят электрический ток, 2) вещества, проводящие электрический ток,.3) вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток, 4) вещества, разлагающиеся под действием электрического тока.

125. Укажите среди перечисленных H₂S, HF, НCl, НВr, HJ наиболее сильную с точки зрения электролитической диссоциации кислоту:

1) H₂S, 2)HF, 3) НС1, 4) НВr, 5) HJ.

126. Укажите среди перечисленных НСlO₂, НСlO₃, НВrО₂,НВrО₃ наиболее сильную с точки зрения электролитической диссоциации кислоту:

1) НСlO₂, 2) НСlO₃, 3) НВrO₂, 4) НВrO₃.

127. Укажите среди перечисленных Fe(OH)₂, Fe(OH)₃₎.
Ni(OH)₃, Ni(OH)₂ наиболее сильное с точки зрения электролитической диссоциации основание:

1) Fe(OH)₂, 2) Fe(OH)₃, 3) Ni(OH)₃, 4) Ni(OH)₂.

128. Для каких из приведенных электролитов можно составить выражение для константы диссоциации?

а) КОН, б) H₂SO₄, в) HCN, г) KNO₃, д) NH₄OH.

1) а, в, 2) б, д, 3) в, д, 4) б, г.

129. Какие из перечисленных ионов ОН^–, Ве²⁺, ВеОН⁺, Н⁺ могут образоваться при диссоциации гидроксида бериллия:

1) ОН^–, Ве²⁺, ВеОН⁺, 2) все перечисленные, 3) ОН^–, ВеОН⁺, Н⁺, 4) ОН^–, ВеОН⁺.

130. Какие из перечисленных Fe³⁺, SO , FeOH²⁺, (FeOH) , ОН^– ионов преобладают при диссоциации гидроксосульфита железа(II) (FeOH)₂SО₃?

1) Fe²⁺, SO , 2) FeOH²⁺, ОН^–, 3) SO , FeOH⁺, 4) Fe(OH) , SO , 5) Fe²⁺, OH^–, SO .

131. Чему равно ионное произведение воды при 25 °С?

1) 7, 2) 14, 3) 10^–14, 4) 10^–18.

132. Во сколько раз надо изменить концентрацию, ионов водорода в растворе, чтобы рН его увеличился на единицу?

1) 1, 2) 10, 3) 10^–1, 4) 7.

133. Концентрация ионов водорода в растворе равна 2,5 × 10^–8 моль/литр. Вычислить концентрацию гидроксид-ионов.

1) 4 × 10^–7, 2) 4 × 10^–5, 3) 0,4 × 10^–7, 4) 0,4 × 10^–5.

134. Рассчитайте' концентрацию гидроксид-ионов в растворе, рН которого равен 3.

1) 10^–3 моль/л, 2) 10^–11 моль/л, 3) 3 моль/л, 4) 11 моль/л.

135. Рассчитайте концентрацию водородных ионов в растворе, если рОН = 11.

1) 11 моль/л, 2) 10^–11 моль/л, 3) 10^–3 моль/л, 4) 3 моль/л.

136. рН раствора равен 11. Вычислить концентрацию гидроксид-ионов в растворе (моль/л).

1) – lgl0^–11, 2) Igl0^–3, 3) 10^–11, 4) 10^–3.

137. Чему равна концентрация ионов [Н⁺] в нейтральном растворе?

1) 1, 2) 0, 3) 7, 4) 10^–14, 5) 10^–7.

138. Чему равен рН 0,001 н. раствора хлороводородной кислоты (степень диссоциации принять равной 100%)?

1) 1, 2) 2, 3) 3, 4) –2.

139. Какая из приведенных концентраций соответствует кислой среде?

1) [ОН^–] = 10^–10 моль/л, 2) [Н⁺] = 10^–10 моль/л, 3) [ОН^–] = 10^–3 моль/л, 4) [Н⁺] = 10^–12 моль/л.

140. Рассчитать рОН, если рН равен 8.

1) 10, 2) 8, 3) 6, 4) 4.

141. Укажите, какие из перечисленных солей будут подвергаться гидролизу?*

а) КС1, б) NaCN, в) CH₃COONa, г) NaNО₃, д) Ca(NО₃)₂.

1) а, д, 2) б, г, 3) б, в, 4) в, г, 5) б, д.

142. Укажите, какие из перечисленных солей не подвергаются гидролизу?

a) NH₄NО₃, б) А1С1₃, в) Na₂SО₄, г) ВаСl₂, д) К₃РO₄,

1) а, в, 2) б, г, 3) а, д, 4) в, г, 5) а, г.

143. Укажите, какие из перечисленных солей полностью гидролизуются?

a) Fe₂(CO₃)₃, б) A1₂(SO₄)₃, в) FeCl₃, г) A1₂S₃, д) K₂S.

1) а, б, 2) а, г, 3) б, г, 4) в, д, 5) б, д.

* Ответ подтвердите уравнением реакции.

144. Укажите, растворы каких из перечисленных солей будут иметь значение рН меньше 7:*

а) К₃РO₄, б) А1Сl₃, в) ВаСl₂, г) Cu(NO₃)₂, д) K₂S.

1) б, г, 2) а, б, 3) б, в, 4) в, г, 5) г, д.

145. Укажите, растворы каких из перечисленных солей будут иметь, значение рН больше 7? *

a) (NH₄)₂SO₄; б) Mg(NO₃)₂, в) Cr₂(SO₄)₃, г) K₂S, д) Na₂CO₃.

1) а, б, 2) б, в, 3) в, д, 4) в, г, 5) г, д.

146. От каких из перечисленных факторов:

а) природа соли, б) концентрация, в) температура, г) давление,
д) природа растворителя – не зависит степень гидролиза?

1) а, г, 2) б, в, 3) в д, 4) г, 5) от всех перечисленных.

147. От каких из перечисленных факторов:

а) концентрация, б) температура, в) давление, г) присутствие одноименных ионов, д) рН среды – зависит константа гидролиза?

1) а, 2) б, 3) в, г, 4) г, д, 5) в, д.

148. Что следует написать в правую часть сокращенного ионного уравнения гидролиза хлорида железа(III) по первой ступени? *

1) Fe(OH)₃ + H⁺; 2) Fe(OH) + H⁺, 3) FeOH²⁺ + Cl^–,4) Fe³⁺ + Cl^–;
5) FeOH²⁺ + H⁺; 6) Fe(OH)₃ + HCl.

149. Что следует написать в правую часть сокращенного ионного уравнения гидролиза хлорида аммония?

1) NH₄OH + HCl; 2) NH + С1^–, 3) NH₄OH + H⁺;

4) NH + HC1; 5) OH^– + H⁺.

150. Укажите фактор, усиливающий гидролиз соли.

1) увеличение концентрации, 2) уменьшение концентрации,

3) влияние одноименного иона, 4) понижение температуры.

1.8. Окислительно-восстановительные реакции

Пример 1. Какие из приведенных ниже реакций являются окислительно-восстановительными? Укажите для каждой из них окислитель и восстановитель.

1. Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂.

2. FeCl₂ + 2NaOH = Fe(OH)₂ + 2NaCl.

3. Ba(NO₃)₂ + K₂SO₄ = BaSO₄ + 2KNO₃.

4. 2KI + Cl₂ = 2KCl + I₂.

Решение. Окислительно-восстановительными называются реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов. Степень окисления – это условный заряд, появляющийся на атоме в результате смещения электронного облака к более электроотрицательному атому. Степень окисления может быть отрицательной, положительной и нулевой.

Окисление – это процесс отдачи электронов, сопровождающийся повышением степени окисления. Атомы, молекулы и ионы, отдающие электроны, называются восстановителями.

Восстановление – процесс присоединения электронов, сопровождающийся понижением степени окисления. Атомы, молекулы и ионы, принимающие электроны, называют окислителями.

Определим степени окисления атомов.

1. + 2 Cl = Cl₂ + ₂.

Железо и водород меняют степени окисления. Следовательно, данная реакция относится к окислительно-восстановительным:

- 2 = – процесс окисления, железо – восстановитель.

2 + 2 = ₂ – процесс восстановления, ион водорода – окислитель.

2. ₂ + 2 = ₂ + 2 .

Степени окисления атомов в веществах не изменяются, поэтому реакция не является окислительно-восстановительной.

3. ( ₃)₂ + = 2 ₃ +

Эта реакция также не относится к окислительно-восстановительным, степени окисления атомов постоянны.

4. 2K + ₂ = 2K + ₂.

Хлор и йод меняют степени окисления, это - окислительно-восстано-вительная реакция:

2 -2 = ₂– процесс окисления, ион йода – восстановитель,

₂ + 2 = 2 – процесс восстановления, молекула хлора – окислитель.

Пример 2. Какой процесс окисления или восстановления происходит при следующих превращениях:

; ; ;

; ; ?

Решение. Повышение степени окисления происходит в результате отдачи электронов (окисления), понижение – за счет присоединения электронов (восстановления):

- 6 = – окисление,

- 8 = – окисление,

+ 3 = – восстановление,

- 2 = – окисление,

- 3 = – окисление,

+ 1 = – восстановление.

Пример 3. Реакция выражается схемами:

1. KClO₃ KClO₄ + KCl.

2. (NH₄)₂S + K₂Cr₂O₇ + H₂O S + Cr(OH)₃ + NH₃ + KOH.

Составьте электронные уравнения, расставьте коэффициенты, укажите окислитель и восстановитель.

Решение. Для подбора коэффициентов уравнения воспользуемся методом электронного баланса.

1. Записываем уравнение реакции и находим атомы, меняющие степень окисления:

K O₃ ® K O₄ + K .

2. Составляем электронные уравнения и находим окислитель и восстано-витель:

Cl⁺⁵ – 2 = Cl⁺⁷, Cl⁺⁵ – восстановитель,

Cl⁺⁵ + 6 = Cl^–1, Cl⁺⁵ – окислитель.

В этом уравнении Cl⁺⁵(KClO₃) является одновременно и окислителем, и восстановителем. Такая окислительно-восстановительная реакция называется реакцией диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления).

3. Находим коэффициенты для окислителя, восстановителя и продуктов их превращения. Число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем. Для этого находим наименьшее общее кратное и множители:

Cl⁺⁵ – 2 = Cl⁺⁷ 3 (1)

Cl⁺⁵ + 6 = Cl^– 1 (2)

Ставим эти множители в уравнение (1). Перед KClO₃ () ставится суммарный множитель (3 + 1 = 4). Коэффициенты у формул остальных веществ подбираются как обычно, путем сопоставления числа атомов в правой и левой частях уравнения:

4KClO₃ = 3KClO₄ + KCl.

По той же методике расставим коэффициенты во втором уравнении:

Дата добавления: 2014-11-29