Равновесие и обменные реакции в растворах электролитов

620.

618.

617.

616.

609.

608.

607.

606.

600.

599.

598.

597.

596.

K2SO4↔ K^+ + KSO4^-1   KSO4^-1↔ K^+ + SO4^-2	K1 = K2=
Ca(OH)2 ↔ Ca^2+ + 2OH ^-	K =
H3PO4 ↔ 3H^+ + PO4^3-	K =
KHCO3 ↔ K^+ + H^+ + CO3^2-	K =
3H^+ + AlO3^-3↔Al(OH)3 ↔ Al^3++ 3OH^-	K =
Fe(OH)Cl2 ↔ Fe^2+ + OH ^- + 2Cl^-	K =

Ba(OH)2 ↔ Ba^+2 + 2OH^-	K =
H3AsO4 ↔ 3H^+ + AsO4^-3	K =
KHSO4 ↔ K^+ + HSO4^–     HSO4^–↔ H^+ + SO4^–2	K 1= K 2=
Fe(OH)2Cl ↔ Fe^3+ + 2OH^- + Cl^-	K =
2H^+ + ZnO2^2-↔Zn(OH)2 ↔ Zn^2++ 2OH^-	K =

Сa(NO3)2 ↔ Ca^+2 + 2NO3^-	K =
Sr(OH)2 ↔ Sr^+2 + 2OH^-	K =
NaH2PO4 ↔ Na^+ + H2PO4^–     H2PO4^–↔ 2H^+ + PO4^–3	K 1= K 2=
2H^+ + BeO2^2-↔Be(OH)2 ↔ Be^+2 + 2OH^-	K =
AlOH(NO3)2 ↔ Al^3++ OH^-+ 2NO3^-	K =

K2Cr2O7 ↔ 2K^+ + Cr2O7^2-	K =
H2SeO3 ↔ 2H^+ + SeO3^2-	K =
NaHS ↔ Na^+ + HS^-   HS^- = H^+ + S^2-	K1 = K2 =
Al(OH)2NO3 ↔ Al^3+ + 2OH^- + NO3^-	K =
2H^+ + SnO2^2-↔Sn(OH)2 ↔ Sn^2++ 2OH^-	K =

LiOH ↔ Li^+ + OH^-	K =
H2S ↔ H^+ + HS^-     HS^- ↔ H^+ + S^2-	K1 = K2 =
K2HPO4 ↔ 2K^+ + H^+ + PO4^3-	K =
Cr(OH)2Cl ↔ Cr^3+ + 2OH^- + Cl^-	K =
4H^+ + SnO4^4-↔Sn(OH)4 ↔ Sn^4++ 4OH^-	K =

601. Тип диссоциации гидроксида зависит от соотношения энергии связи металл-кислород и кислород-водород. В NaOH радиус атома натрия относительно большой, поэтому энергия связи Na-O ниже O-H и он диссоциирует по типу основания Na-O-H = Na⁺ + OH^-; В HNO₃ радиус атома азота относительно небольшой, поэтому энергия связи N-O выше O-H и он диссоциирует по типу кислоты H-O-NO_­2 = H⁺ + NO₃^- ; В Zn(OH)₂ радиус атома цинка средний между азотом и натрием, поэтому энергии связи Zn-O и O-H примерно равны, в результате соединение диссоциирует и по типу кислоты и по типу основания Zn²⁺ + 2OH^- = Zn(OH)₂ = 2H⁺ + ZnO₂^2-. В сильно кислой среде азотная кислота способна проявлять основные свойства: H-O-NO_­2 = ОH^- + NO₂⁺.

602. Сила кислоты определяется константой ее диссоциации. Чем сильнее диссоциирует кислота, тем сильнее кислота. Чем слабее связь атома водорода с атомом кислорода в молекуле кислоты, тем сильнее кислота. Чем выше степень окисления центрального атома в однотипных кислотах, тем сильнее кислота. Чем больше атомов кислорода, связанных только с центральным атомом приходится на атомы водорода, тем сильнее кислота.

А) HNO2 – HNO3	Сила HNO3 выше, т.к. степень окисления азота в ней +5, а в HNO2 cтепень окисления азота +3
Б) H2SO4 – H2SeO4	Радиус атома Se больше радиуса атома S, поэтому связь Н-О в серной кислоте слабее связи Н-О в селеновой кислоте, т.е. серная кислота сильнее селеновой.
В) HPO3 – H3PO4	Т.к. в HPO3 количество атомов кислорода, связанных только с центральным атомом, приходящихся на атомы водорода, больше, чем в H3PO4, то сильнее HPO3.

603. Сила кислоты определяется константой ее диссоциации. Чем сильнее диссоциирует кислота, тем сильнее кислота.

А) HF – HCl – HBr – HI	В данном ряду сила кислот увеличивается от HF к HI, т.к. с ростом радиуса атома галогена связь галоген–водород ослабевает и кислота легче диссоциирует: HCl = H^+ + Cl^-
Б) HClO4 – HClO3 – HClO2 – HClO	Согласно правилу, чем больше атомов кислорода, связанных только с центральным атомом приходится на атомы водорода, тем сильнее кислота. Поэтому в данном ряду сила кислот уменьшается. HClO = H^+ + ClO^-
В) HClO – HBrO – HIO	С ростом радиуса атомов галогенов от Cl к I ослабевает связь галоген-кислород, т.е. увеличивается константа диссоциации по основному типу. Следовательно, сила кислот уменьшается. HBrO = H^+ + BrO^-
Г) HPO3 – H4P2O7 – H3PO4	Как и в случае (б), в данном ряду количество атомов кислорода, связанных только с центральным атомом слева направо уменьшается, следовательно уменьшается сила кислот. H3PO4 = 3H^+ + РО4^3-

604. Чем слабее связь Ме—ОН в основании, тем выше сила основания. Т.е., чем больше радиус атома металла, чем меньше степень окисления металла, чем меньше поляризующая способность катиона металла, тем сильнее соответствующее основание. Т.о., в ряду LiOH-…-CsOH сила оснований увеличивается (растет радиус металла), Fe(OH)₂ сильнее, чем Fe(OH)₃ (степень окисления железа +2 и +3), Ca(OH)₂ сильнее, чем Zn(OH)₂ (поляризующая способность кальция меньше, чем цинка).

605. , поскольку величина константы диссоциации небольшая, то степенью диссоциации - а по сравнению с 1 в знаменателе можно пренебречь, тогда = 2.2*10^-5.

Дано: a1 = 0.42 %, С1= 1М a2 = 1.33 %, С2= 0.1М a3 = 4.22%, С3= 0.01М Кд -?

С увеличением разбавления возрастает степень диссоциации, а константа диссоциации остается неизменной, т.е. она не зависит от концентрации раствора.

Дано: a = 0.1 % См= 1М. Кд -?

По справочным данным данная Кд относится к NH4OH.

Дано: Кд1 = 1.3*10^-2 Кд2 = 0.6*10^-7 См= 0.1м

А) H2S = H^+ +HS^- = 1.3*10^-2 = , следовательно, α1=0.3=30% См(HS^-) = α1*См(H2S) = 0.3*0.1 = 0.03 моль/л Б) HS^- = H^+ + S^2-= = 0.6*10^-7, следовательно, α2 = 0.0014 = 0.14%

Дано: Кд = 1.8*10^-5 См1 = 0.1 м См2 = 0.001 м

Закон Оствальда: А) 1.8*10^-5 = , a1 = 0.0134 Б) 1.8*10^-5 = , a2 = 0.134 a2/a1 = 10 раз

610. В растворе сильные электролиты диссоциируют нацело, образуя ионы. Т.к. молекулы воды полярны, то они окружают ионы электролита, что приводит к кажущемуся уменьшению концентрации и степени диссоциации электролита.

Дано: Cm(KCl) = 1моль/кг Т(зам) = -3.36^0С i, a(каж) =?

= i*1.86*1 = 3.36, следовательно, i = 1.8 a(каж) = (i-1)/(m-1) = (1.8-1)/(2-1) = 0.8 = 80%

611. В растворе сильные электролиты диссоциируют нацело, образуя ионы. Т.к. молекулы воды полярны, то они окружают ионы электролита, что приводит к кажущемуся уменьшению концентрации и степени диссоциации электролита. Т.к. раствор глюкозы См = 0.44м изотоничен раствору NaCl Сн = 0.25м, то изотонический коэффициент i = 0.44/0.25 = 1.76. Степень диссоциации , где m – число ионов, на которые диссоциирует электролит.

612. В растворе сильные электролиты диссоциируют нацело, образуя ионы. Т.к. молекулы воды полярны, то они окружают ионы электролита, что приводит к кажущемуся уменьшению концентрации и степени диссоциации электролита.

Дано: m(NH4Cl) = 1.07 г V(H2O) = 200 мл. Т(кип) = 100.09 ^0С a(каж) =?

. Найдем моляльность раствора Сm = =n(NH4Cl)/m(H2O) = = 0.1 моль/кг 0.09 = i*0.52*0.1 => i = 1.73 a(каж) = (i-1)/(m-1) = (1.73-1)/(2-1) = 0.73 = 73%, где m – количество ионов, на которые диссоциирует электролит.

613. В растворе сильные электролиты диссоциируют нацело, образуя ионы. Т.к. молекулы воды полярны, то они окружают ионы электролита, что приводит к кажущемуся уменьшению концентрации и степени диссоциации электролита.

Дано: Р^0 = 101.3 кПа V(H2O) = 450 мл n(Na2SO4) = 0.05моль P’ = 100.8 кПа a(каж) =?

P^o - P’ = i*P^0*N(Na2SO4) n(H2O) = m/M = 450/18 = 25 моль. 101.3 – 100.8 = 101.3*i* , следовательно, i = 2.47 a(каж) = (i-1)/(m-1) = (2.47-1)/(3-1) = 0.73 = 73 %, где m – количество ионов, на которые диссоциирует электролит.

614.

Дано: Cм(Х) = 0.04моль/л Т = 0^0С = 273 К Pосм = 217.8 кПа А = 70% m =?

Pосм = iСм(Х)*R*T = i*0.04*8.31*273 = 217.8 кПа i = 2.4 Степень диссоциации а = (i-1)/(m-1) = 0.70, следовательно, m = 3. Вещество диссоциирует на три иона. Примеры электролитов: CaCl2, H2SO4 и т.д.

615. Теоретически i=2,a=100 %, Т_зам.= -3.72⁰ С, практически Т_зам.= -3.36⁰ С, m = 1моль/кг.

В растворе KCl диссоциирует на ионы: KCl = K⁺ + Cl^-. Полярные молекулы воды окружают эти ионы, что приводит к кажущемуся изменению концентрации. a(практич.) = (3.36/3.72)*100% = 90%. i=1 + (n-1)* a = 1+(2-1)*0.9 = 1.9

Na2[Sn(OH)6] = 2Na^+ + [Sn(OH)6]^2-	Кд =	Кн =
[Cr(NH3)6](NO3)3 = [Cr(NH3)6]^3+ + 3NO3^-	Кд =	Кн =

K2[NiCl4] = 2K^+ + [NiCl4]^2-	Кд =	Кн =
[PtF2(NH3)4](NO3)2 = [PtF2(NH3)4]^2+ + 2NO3^-	Кд =	Кн =

(NH4)2[RuCl6] = 2NH4^+ + [RuCl6]^2-	Кд =	Кн =
[Ag(NH3)2]Cl = [Ag(NH3)2]^+ + Cl^-	Кд =	Кн =

619.

Na2[Ni(CN)4] = 2Na^+ + [Ni(CN)4]^2-	Кд =	Кн =
[PtCl2(NH3)4]SO4 = [PtCl2(NH3)4]^2+ + SO4^2-	Кд =	Кн =

K3[CoF6] = 3K^+ + [CoF6]^3-	Кд =	Кн =
[Fe(NH3)6](NO3)2 = [Fe(NH3)6]^2+ + 2NO3^-	Кд =	Кн =

621. Ионное произведение воды - это тривиальное название константы диссоциации воды: (при 22⁰С). Константа диссоциации по определению не зависит от концентрации веществ, входящих в реакцию - ионное произведение воды не зависит от количества добавленной щелочи или кислоты.

622. Водородный (рН) и гидроксильный (рОН) показатели вычисляются через логарифмы концентраций соответствующих ионов: pH = -lg[H⁺], pOH = -lg[OH^-].

Среда	Кислая	Щелочная	Нейтральная
[H^+]	<10^-7	=10^-7	>10^-7
рН	<7	=7	>7
рОН	>7	=7	<7

623. рН = -lg[H⁺], рН = 14 – рОН.

[H^+]	10^-4	10^-11	4*10^-6	1.78*10^-7	4.92*10^-3
pН			5.4	6.7	2.3
pOH			8.6	7.3	11.7

624. рН = 14 – рОН. рН = -lg[H⁺], [H⁺]*[OH^-] = 10^-14

pН	3.2	5.8	9.1	11.4
[H^+]	6.3*10^-4	1.6*10^-6	7.9*10^-10	4.0*10^-12
[OH^-]	1.6*10^-11	6.3*10^-9	1.3*10^-5	2.5*10^-3

Дата добавления: 2015-04-24