МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

САМАРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ПУТЕЙ СООБЩЕНИЯ

УФИМСКИЙ ФИЛИАЛ

5001


Контрольная работа

по дисциплине: «Химия»
Выполнил: студент первого курса


Проверила: Гайфутдинова Р.К.


г. Уфа 2011г.

Контрольная работа

Вариант 1.

Задание 21.

Структуры валентных электронных слоев выражаются формулами:

а) 4s²4p²;

б) 5d⁴6s²;

в) 4s¹;

Составьте полные электронные формулы, определите порядковые номера, определите принадлежность к электронным семействам.

Решение:

Запись распределения электронов в атоме по оболочкам, подоболочкам и орбиталям получила название электронная конфигурация (формула) элемента. Обычно электронная конфигурация приводится для основного состояния атома. В случае если один или несколько электронов находятся в возбужденном состоянии, то и электронная конфигурация будет характеризовать возбужденное состояние атома.

При составлении электронных конфигураций многоэлектронных атомов учитывают: принцип минимальной энергии, принцип Паули, правила Гунда и Клечковского.

Принцип минимальной энергии. Электроны в основном состоянии заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии орбиталей. Первыми заполняются орбитали с минимальными уровнями энергии.

Правило Клечковского. Увеличение энергии и соответственно заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел n+l, а при равной сумме n+l в порядке возрастания главного квантового числа n. Соответственно этому правилу подоболочки выстраиваются в следующий ряд:

1s < 2s < 2p<3s < 3p < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p< 6s≈5d≈ 4f <6p < 7s и т.д.

Исключение составляют. d- и f- элементы с полностью и на половину заполненными подоболочками, у которых наблюдается так называемый провал электронов (Ag, Mo, Pt и др.).

Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковым набором квантовых чисел n, l, m_l и m_s. А значит на каждой орбитали не может быть более двух электронов, причем они должны иметь противоположные (антипараллельные) спины.

Привило Гунда. Заполнение орбиталей одной подоболочки в основном состоянии атома начинается одинаковыми электронами с одинаковыми спинами. После того, как одиночные электроны займут все орбитали в данной подоболочке, заполняются орбитали вторыми электронами с противоположными спинами.

Запишем полные электронные формулы в соответствии с вышеизложенными правилами:

а) 1s ²2s ²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p²

Подчеркнуты валентные электроны. Валентные электроны - электроны, находящиеся на внешней, или валентной, оболочке атома. Валентные электроны определяют поведение химического элемента в химических реакциях. Чем меньше валентных электронов имеет элемент, тем легче он отдаёт эти электроны (проявляет свойства восстановителя) в реакциях с другими элементами. И наоборот, чем больше валентных электронов содержится в атоме химического элемента, тем легче он приобретает электроны (проявляет свойства окислителя) в химических реакциях при прочих равных условиях.

Общее число электронов равно 32. Так как число электронов в атоме элемента равно заряду его ядра, т. е. порядковому номеру в таблице Д. И. Менделеева, следовательно, элемент под 32 номеров в периодической таблице – это германий Ge.

Определим, к какому электронному семейству относится гермений. В зависимости от того, какой подуровень заполняется электронами, все элементы делят на четыре типа.

1) s-элементы. Заполняется s-подуровень внешнего уровня (s¹ - s²). Сюда относятся первые два элемента каждого периода.

2) р-элементы. Заполняется р-подуровень внешнего уровня (р¹ - p⁶)- Сюда относятся последние шесть элементов каждого периода, начиная со второго.

3) d-элементы. Заполняется d-подуровень последнего уровня (d¹ - d¹⁰), а на последнем (внешнем) уровне остается 1 или 2 электрона. К ним относятся элементы вставных декад (10) больших периодов, начиная с 4-го, расположенные между s- и p-элементами (их также называют переходными элементами).

4) f-элементы. Заполняется f-подуровень глубинного (треть его снаружи) уровня (f¹ - f¹⁴), а строение внешнего электронного уровня остается неизменным. Это лантаноиды и актиноиды, находящиеся в шестом и седьмом периодах

Следовательно, германий относится к р-элементам.

б) 1s ²2s ²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰4f¹⁴5s²5p⁶5d⁴6s²

Подчеркнуты валентные электроны. Общее число электронов равно 74. Элемент под 74 номером в периодической таблице – это вольфрам W. Вольфрам относится к d-элементам.

в) 1s ²2s ²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹

Подчеркнуты валентные электроны. Общее число электронов равно 29. Элемент под 29 номером в периодической таблице – это медь Cu. Медь относится к d-элементам. В четвертом периоде медь является предпоследним d-элементом, её валентные электроны 3d⁹4s², однако вследствие устойчивости d¹⁰-состояния энергетическим более выгодным оказывается переход одного d-электрона на 4s-подуровень, поэтому валентные электроны меди имеют следующую конфигурацию: 3d¹⁰4s¹.

Задание 41.

Составьте формулы оксидов и гидроксидов марганца. Как изменяется кислотно-основной и окислительно-восстановительный характер этих соединений. Подчиняются ли эти соединения общей закономерности изменения свойств оксидов и гидроксидов?

Решение:

Если элемент проявляет переменную степень окисления и образует несколько оксидов и гидроксидов, то с увеличением степени окисления свойства их изменяются от основных к амфотерным и кислотным. Это объясняется характером электролитической диссоциации (ионизации) гидроксидов ЭОН, которая в зависимости от сравнительной прочности и полярности связей Э-О и О-Н может протекать по двум направлениям:

основному - ЭОН↔ Э⁺ + ОН^- или

кислотному- ЭОН↔ ЭО^- + Н⁺

Полярность связей, в свою очередь, определяется разностью электроотрицательностей и эффективными зарядами атомов. Приводим пример диссоциации амфотерных гидроксидов (амфолитов):

Э⁺ⁿ + nОН^- ↔ Э(ОН)_n; основной тип диссоциации

H_nЭО_n ↔ ЭО^n- + nН⁺ кислотный тип дисссоциации

Составим формулы оксидов и гидроксидов марганца:





Таким образом, в ряду оксидов и гидроксидов марганца с разными степенями окисления проявляется общая закономерность: с ростом степени окисления основной характер оксидов и гидроксидов ослабевается, а кислотный усиливается.

Соединения с максимальной степенью окисления элемента проявляют исключительно окислительные свойства, а с низшей – восстановительные. Mn(OH)₂ легко окисляется на воздухе

Mn(OH)₂ + 1/2O₂ = MnO₂ + H₂O.

Соединения Mn(IV) легко восстанавливаются до Mn (II):

MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O, но сильными окислителями окисляется до Mn (VII). Перманганат-ион MnO₄^– может быть только окислителем.

Следовательно, по мере повышения степени окисления повышается кислотный характер оксидов и гидроксидов и окислительная способность соединений:

Задание 81.

Определите тепловой эффект реакции разложения 1 моля бертолетовой соли KClO_{3 (к)}, протекающей по уравнению:

2KClO_{3 (к)} = 2KCl _(к) + 3O_{2 (к)},

Напишите термохимическое уравнение. Определите сколько тепла выделится при разложении 100 г бертолетовой соли. Какая из солей KCl или KClO₃ более термически стойкая?

Решение:

Изменение энергии системы при протекании в ней химической реакции при условии, что система не совершает никакой другой работы, кроме работы расширения, называется тепловым эффектом химической реакции. При постоянном давлении тепловой эффект реакции равен изменению энтальпии системы ∆H. Он называется также энтальпией реакции. Если исходные вещества и продукты реакции находятся в стандартном состоянии, то тепловой эффект реакции называется стандартной энтальпией реакции и обозначается ∆Hº.

Если в результате реакции теплота выделяется, т.е. энтальпия системы понижается (∆H<0), то реакция называется экзотермической. Реакция, протекающая с поглощением теплоты, т.е. с повышением энтальпии системы (∆H>0), называется эндотермической.

Тепловой эффект реакции зависит (хоть и относительно мало) от температуры, поэтому в индексе обычно указывается температура ∆H_т или ∆H⁰_т, например ∆H₂₉₈ или ∆H⁰₂₉₈.

Для большинства реакций изменение теплового эффекта в пределах температур, имеющих практическое значение, относительно невелико. Поэтому ∆H₂₉₈ в расчетах значение ∆H можно считать постоянным, равным ∆H₂₉₈. При проведении более точных расчетов учитывается влияние температуры на энтальпию реакции. Влияние давления на тепловой эффект большинства реакций относительно невелико.

Уравнения процессов, в которых указаны тепловые эффекты, называются термохимическими. В термохимических уравнениях записываются также агрегатные состояния или модификации исходных веществ и продуктов реакции.

Тепловой эффект образования 1 моль вещества из простых веществ, устойчивых при 298 К и давлении 100 кПа, называют энтальпией (теплотой) образования. Энтальпию образования вещества В обозначают ∆_обрH_В или ∆_fH_В.

Тепловые эффекты реакций образования веществ в стандартном состоянии называют стандартными энтальпиями образования ∆_обрH⁰_В или ∆_fH⁰_В. Стандартные энтальпии образования определены с той или иной степенью точности для нескольких тысяч веществ и сведены в справочники. Воспользуемся Приложением настоящей методической инструкции (Таблица 1):

∆_fH⁰_{KClO3, 298} = -391,2 кДж/моль,

∆_fH⁰_{KCl, 298l} = -435,9 кДж/моль.

Следовательно, KCl более термически стойкая соль, чем KClO₃ .

Энтальпия образования простых веществ, устойчивых при 298 К и давлении 100 кПа, принимают равной нулю. Тогда

∆_fH⁰_{O2, 298} = 0 кДж/моль.

Закон Гесса позволяет рассчитать энтальпию химических реакций. Закон Гесса: тепловой эффект химической реакции зависит от состояния исходных веществ и продуктов реакции, но не зависит от промежуточных стадий реакций.

Согласно следствию из закона Гесса, энтальпия химической реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакций за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.

Тогда для реакции разложения бертолетовой соли тепловой эффект будет равен:

∆Hº₂₉₈ = 2∆_fHº_{KCl, 298} + 3∆_fHº_{O2, 298} - 2∆_fHº_{KClO3, 298} .

Подставляем значения энтальпий образования из приложения:

∆Hº₂₉₈ = 2*(-435,9) - 2*(-391,2) = - 89,4 кДж/моль.

Термохимическое уравнение примет вид:

2KClO_{3 (к)} = 2KCl _(к) + 3O_{2 (к)}, ∆Hº₂₉₈ = -89,4 кДж/моль

Согласно термохимическому уравнению при разложении 2 моль бертолетовой соли выделяется 89,4 кДж теплоты, тогда при разложении 1 моля KClO₃ выделится: - 89,4/2 = - 44,7 кДж теплоты.

Вычислим, сколько тепла выделится при разложении 100 г бертолетовой соли.

М (KClO₃ ) = 122,5 г/моль

υ (KClO₃ ) = m(KClO₃ ) / М(KClO₃ ) = 100/122,5 ≈ 0,82 моль.

При разложении 1 моля бертолетовой соли выделяется 44,7 кДж теплоты, тогда при разложении 0,82 моль KClO₃ выделится: 0,82*(-44,7) ≈ -36,5 кДж теплоты.

Ответ: -44,7 кДж; -36,5 кДж.

Задание 101.

Прямая или обратная реакция будет протекать в системе:

MnO_{2 (к)} + 4HCl _(г) ↔ MnCl_{2 (к)} + Cl_{2 (г)} + 2H₂O_(г)

Ответ мотивируйте, вычислив ∆Gº прямой реакции по стандартным энтальпиям образования и абсолютным энтропиям химических веществ. Изменится ли направление процесса при повышении температуры до 100⁰С.

Решение:

Самопроизвольно протекающие процессы идут в сторону уменьшения энергии Гиббса ΔG. Если ΔG < 0, процесс принципиально осуществим; если ΔG > 0, процесс самопроизвольно проходить не может. Чем меньше ΔG, тем сильнее стремление к протеканию данного процесса и тем дальше он от состояния равновесия.

Для изобарно-изотермических процессов энергия Гиббса равна:

∆G = ∆H - T∆S

Тепловой эффект химической реакции рассчитываем по аналогии с предыдущей задачей.

∆Hº₂₉₈ = ∆_fHº_{MnCl2, 298} + ∆_fHº_{Cl2, 298} + 2∆_fHº_{Н2О, 298} - ∆_fHº_{MnO2, 298} - 4∆_fHº_{HCl, 298}

Воспользуемся справочными данными:

∆_fHº_{MnCl2, 298} = -482,4 кДж/моль,

∆_fHº_{Cl2, 298} = 0 кДж/моль,

∆_fHº_{Н2О, 298} = -241,8 кДж/моль,

∆_fHº_{MnO2, 298} = -521,9 кДж/моль,

∆_fHº_{HCl, 298 =} -92,3 кДж/моль.

Подставляем значения энтальпий образования из приложения:

∆Hº₂₉₈ = -482,4 + 2*(-241,8) + 521,9 +4*92,3 = -74,9 кДж/моль.

Мерой неупорядоченности состояния системы служит термодинамическая функция, получившая название энтропии. В отличии от других термодинамических функций можно определить не только изменение, но и абсолютное значение энтропии.

Изменение энтропии системы в результате протекания химической реакции (∆S) равно сумме энтропий продуктов реакции за вычетом энтропий исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.

∆Sº₂₉₈ = Sº_{MnCl2, 298} + Sº_{Cl2, 298} + 2*Sº_{Н2О, 298} - Sº_{MnO2, 298} - 4*Sº_{HCl, 298}

Sº_{MnCl2, 298} = 117,1 Дж/(моль*К),

Sº_{Cl2, 298} = 222,9 Дж/(моль*К),

Sº_{Н2О, 298} = 188,7 Дж/(моль*К),

Sº_{MnO2, 298} = 53,2 Дж/(моль*К),

Sº_{HCl, 298 =} 186,7 Дж/(моль*К).

∆Sº₂₉₈ = 117,1 + 222,9 + 2*188,7 - 53,2 - 4*186,7 = -82,6 * 10^-3 кДж/(моль*К)

Соответственно, ∆G⁰₂₉₈ = ∆Hº₂₉₈ – 298 * ∆Sº₂₉₈ ,

∆G⁰₂₉₈ = -74,9 + 298 * 82,6 * 10^-3 ≈ -50,3 кДж.

Так как ΔG < 0, то при стандартных условиях в системе будет протекать прямая реакция.

Если температуру повысить до 100⁰С (373 К), то в системе будет протекать прямая реакция, то есть направление реакции не изменится (будет таким же как при 298 К).

∆Gº₃₇₃ = -74,9 + 298 * 82,6 * 10^-3 ≈ -44,1 кДж.

Ответ: -50,3 кДж, -44,1 кДж.


Задание 121.

При 509⁰С скорость реакции 2HI→ H₂ + I₂ составила 5,8*10^-4 моль/(л*мин). Вычислите концентрацию HI, если концентрация I₂ равна 0,11 моль/л, а константа скорости реакции составляет 0,0047 л/(моль*мин).

Решение:

Количественно зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ выражается законом действующих масс: скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

В соответствии с законом действующих масс скорость реакции будет равна: υ = к *[HI]²,

где к – константа скорости реакции. Константа скорости реакции зависит от природы реагирующих веществ, температуры, но не зависит от концентрации веществ.

Выразим концентрацию HI:

[HI] = (υ / к)^1/2 = (5,8*10^-4 / 0,0047) ≈ 0,35 моль/л

Ответ: 0,35 моль/л

Задание 141.

В каком направлении сместится равновесие системы

CO _(г) + 3H_{2 (г)} ↔ CH_{4 (г)} + H₂O_(г) ; ∆Hº₂₉₈ < 0

а) при повышении температуры; б) введении катализатора; в) понижении давления? Напишите выражение константы равновесия данной реакции.

Решение:

Состояние обратимой реакции, при которой скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называется химическим равновесием.

Химическое равновесие имеет динамический характер.

При внешнем воздействии на систему происходит смещение химического равновесия, т.е. изменяются равновесные концентрации исходных веществ и продуктов реакции. Если в результате внешнего воздействия увеличиваются равновесные концентрации продуктов реакции, то говорят о смещении равновесия вправо. Если вследствие внешнего воздействия увеличиваются равновесные концентрации исходных веществ, то говорят о смещении равновесия влево.

Характер смещения под влиянием внешних воздействий, можно прогнозировать, применяя принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в таком направлении, которое ослабляет внешнее воздействие.

а) Влияние температуры. Прямая и обратная реакции имеют противоположные тепловые эффекты: если прямая реакция экзотермическая, то обратная реакция эндотермическая (и наоборот). При нагревании системы, т.е. при повышении температуры, равновесие смещается в сторону эндотермической реакции; при охлаждении системы, т.е. при понижении температуры, равновесие смещается в сторону экзотермической реакции.

В нашем случае прямая реакция экзотермическая, та как в результате реакция энтальпия системы понижается, т.е. выделяется теплота. Следовательно, при повышении температуры равновесие химической реакции сместится влево, т.е. в сторону образования CO и H₂.

б) Влияние катализатора на химическое равновесие. Введение в равновесную смесь катализатора не влияет на смещение равновесия. Применение катализатора дает возможность ускорить наступление химического равновесия и тем самым получить то же количество вещества, но за более короткий срок. Следовательно, введение катализатора не сместит равновесие системы.

в) Влияние давления. Давление влияет на равновесие реакции, в которых принимают участие газообразные вещества, если в результате реакции изменяется число молей газообразных веществ. В соответствии с принципом Ле Шателье увеличение общего давления в системе вызывает смещение в сторону уменьшения числа молей газообразных веществ, т.е. в сторону уменьшения давления.

В результате прямой реакции число молей газообразных веществ уменьшается, следовательно, понижение давления приведет к смещению равновесия влево, т.е. в сторону образования CO и H₂.

Константа равновесия - постоянная при данной температуре величина, равная отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, к произведению равновесных концентраций исходных веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам.
K_Р =( [CH₄] *[ H₂O] ) / ([CO]*[H₂]³ ).

Ответ: а), в) влево; б) равновесие не сместится.

Задание 161.

Давление пара воды при10⁰С составляет 1227,8 Па. Сколько граммов метилового спирта CH₃OH следует растворить в 388 г воды, чтобы понизить давление пара до 1200 Па?

Решение:

Молекулы нелетучего растворенного компонента препятствуют улетучиванию из раствора молекул растворителя.

Закон Рауля. Понижение давления насыщенного пара растворителя А над раствором ∆p_А пропорционально молярной доле растворенного нелетучего вещества х_В:

р⁰_А - p_А = ∆p_А = р⁰_А * х_В

р⁰_А , p_А - давление насыщенного пара растворителя соответственно над чистым растворителем и над раствором; ∆p_А – разность между давлениями насыщенного пара растворителя над раствором p_А и растворителем р⁰_А .

По условию задачи ∆p_А = 1227,8 – 1200 = 27,8 Па

1227,8 * х_в = 27,8

х_в ≈ 2,26 *10^-2

Следовательно, молярная доля растворенного метилового спирта 2,26 *10^-2.

Так как молярная доля вещества – это концентрация, выраженная отношением числа молей растворенного вещества к общему числу молей всех веществ, имеющихся в растворе, то есть х_В = υ_В / (υ_А + υ_В)

υ_В - количество растворенного вещества,

υ_А- количество растворителя.

υ_А = m (H₂O) / М (H₂O)

М (H₂O) = 18 г/моль

υ_А = 388 / 18 ≈ 21,56 моль

υ_В / (21,56 + υ_В) = 2,26 *10^-2

υ_В ≈ 0,5 моль – количество растворенного метилового спирта.

υ_В = m_В / М_В , m_В = M_В * υ_В

М (CH₃OH) = 32 г/моль,

m_В = 32*0,5 = 16 г.

Ответ: 16 г.

Задание 181.

Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между:

а) CdCl₂ и K₂S;

б) KHSiO₃ и HCl.

Чему равна концентрация каждого иона в насыщенном растворе Ag₃PO₄?. Произведение растворимости (ПР) равно 1,3*10^-20.

Решение:

а) Составляем уравнение реакции в молекулярной форме:

CdCl₂ + K₂S = CdS↓ + 2KCl

Составляем уравнение реакции в ионной форме, изобразив формулы растворимых сильных электролитов в виде ионов, на которые они диссоциируют практически полностью, а формулы остальных веществ (например, выпавших в осадок или слабых электролитов) оставим без изменения:

Cd⁺² + 2Cl^- + 2K⁺ + S^2- = CdS↓ + 2K⁺ + 2Cl^-

Исключаем из правой и левой частей одинаковые количества одноименных ионов (они подчеркнуты); записываем уравнение в сокращенной ионной форме:

Cd⁺² + S^2- = CdS↓

б) Составляем уравнение реакции в молекулярной форме:

KHSiO₃ + HCl = KCl + H₂SiO₃

Составляем уравнение реакции в ионной форме, изобразив формулы растворимых сильных электролитов в виде ионов, на которые они диссоциируют практически полностью, а формулы остальных веществ (например, выпавших в осадок или слабых электролитов) оставим без изменения:

K⁺ + HSiO₃^- + H⁺ + Cl^- = K⁺ + Cl^- + H₂SiO₃

Исключаем из правой и левой частей одинаковые количества одноименных ионов (они подчеркнуты); записываем уравнение в сокращенной ионной форме:

HSiO₃^- + H⁺ = H₂SiO₃

Вычислим чему равна концентрация каждого иона в насыщенном растворе Ag₃PO₄.

Произведение концентраций ионов в насыщенном растворе трудно растворимого электролита при постоянной температуре является постоянной величиной. Эта величина называется произведением растворимости (ПР).

В общем случае выражение произведения растворимости для электролита A_mB_n :

ПР_AmBn = [A⁺ⁿ ]^m * [B^-m ]ⁿ.

Ag₃PO₄ ↔ 3Ag ⁺ + PO₄^-3

ПР _Ag3PO4 = [Ag ⁺]³*[ PO₄^-3]

Если обозначить концентрацию ионов [ PO₄^-3]за х, тогда [Ag ⁺] = 3х

Подставляем в выражение для произведения растворимости:

х *( 3х)³ = 1,3*10^-20

27х⁴ = 1,3*10^-20

х ≈ 2,63*10^-4 моль/л

Следовательно [ PO₄^-3]= 2,63*10^-4 моль/л, [Ag ⁺] = 3 *2,63*10^-4 ≈ 7,9*10^-4 моль/л.

Ответ: 2,63*10^-4 моль/л; 7,9*10^-4 моль/л

Задание 201.

Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей Li₃PO₄, KCl, CoSO₄. Какое значение рН имеют растворы этих солей?

Вычислите константу диссоциации селенистой кислоты H₂SiO₃, если рН 0,01 М раствора Na₂SiO₃ равен 10,2.

Решение:

Гидролиз соли – процесс ионообменного взаимодействия ионов соли с молекулами воды, в результате которого образуются слабо диссоциирующие молекулы или ионы.

1. Хлорид калия
KCl – соль образованная сильным основанием KOH и сильной кислотой HCl. Такие соли гидролизу не подвергаются, потому что катионы и анионы этих солей не связываются с ионами H⁺ или OH^- воды, т.е. не образуют с ними молекул слабых электролитов. Равновесие диссоциации воды не смещается. Среда растворов этих солей – нейтральная, рН = 7.

2. Сульфат кобальта
CoSO₄ – соль образована слабым основанием Co(OH)₂ и сильной кислотой H₂SO₄. Такие соли подвергаются гидролизу по катиону, в сокращенной ионной форме уравнение гидролиза запишется следующим образом:

Co⁺² + H₂O ↔ CoOH⁺ + H⁺

Поскольку при гидролизе в свободном виде образуются ионы водорода, водный раствор данной соли имеет кислую среду (рН< 7).

Для записи полной ионной формы уравнения следует добавить в правую и левую части уравнения ионы SO₄^2-, которые присутствуют в реакционной смеси, но участия в гидролизе не принимают:

2Co⁺² + 2SO₄^2- + 2H₂O ↔ 2CoOH⁺ + SO₄^2- + 2H⁺ + SO₄^2-

Объединив ионы в молекулы, получим молекулярную форму уравнения гидролиза:

2CoSO₄ + 2H₂O ↔ (CoOH)₂SO₄ + H₂SO₄

В результате гидролиза образуется основная соль (CoOH)₂SO₄.

3. Фосфат лития Li₃PO₄ – соль, образованная сильным основанием LiOH и слабой кислотой H₃PO₄. Такие соли подвергаются гидролизу по аниону, в сокращенной ионной форме уравнение гидролиза запишется следующим образом:

PO₄^3- + H₂O ↔ HPO₄^2- + OH^-

Поскольку при гидролизе в свободном виде образуются ионы гидроксила, водный раствор данной соли имеет щелочную среду (рН>7).

Для записи полной ионной формы уравнения следует добавить в правую и левую части уравнения ионы Li⁺, которые присутствуют в реакционной смеси, но участия в гидролизе не принимают:

3Li⁺ + PO₄^3- + H₂O ↔ 2Li⁺ + HPO₄^2- + Li⁺ + OH^-

Объединив ионы в молекулы, получим молекулярную форму уравнения гидролиза:

Li₃PO₄+ H₂O ↔ Li₂HPO₄ + LiOH

В результате гидролиза образуется кислая соль Li₂HPO₄.

Вычислим константу диссоциации селенистой кислоты H₂SeO₃, если рН 0,01 М раствора Na₂SeO₃ равен 10,2.

Na₂SeO₃ – соль, образованная сильным основанием NaOH и слабой кислотой H₂SeO₃. Такие соли подвергаются гидролизу по аниону, в сокращенной ионной форме уравнение гидролиза запишется следующим образом:

SeO₃^2- + H₂O ↔ HSeO₃^- + OH^-

х х

Поскольку при гидролизе в свободном виде образуются ионы гидроксила, водный раствор данной соли имеет щелочную среду (рН>7).

Для записи полной ионной формы уравнения следует добавить в правую и левую части уравнения ионы Na⁺, которые присутствуют в реакционной смеси, но участия в гидролизе не принимают:

2Na⁺ + SeO₃^2- + H₂O ↔ Na⁺ + HSeO₃^- + Na⁺ + OH^-

Объединив ионы в молекулы, получим молекулярную форму уравнения гидролиза:

Na₂SeO₃ + H₂O ↔ NaHSeO₃ + NaOH

В результате гидролиза образуется кислая соль NaHSeO₃ .

Вычислим концентрацию ионов водорода, исходя из значения

рН = - lg C_Н+, отсюда C_Н+ = 10^-рН = 10^-10,2 ≈ 0,63*10^-10

Вычислим концентрацию ионов OH^-:

C_ОН- = К_Н2О / C_Н+ = 10^-14 / 0,63*10^-10 ≈ 1,59*10^-4

В соответствии с уравнением реакции константу гидролиза К_г можно выразить через равновесные концентрации ионов:

К_г = (С _HSeO3- * С _OH-) / С _{SeO3 2-} = (х*х) / С_соли = (1,59*10^-4)² / 0,01 ≈ 2,53*10^-6.

Константа гидролиза К_г рассчитывается по формуле:

К_г = К_Н2О /К_{2, H2SeO3}, отсюда К_{2, H2SeO3} = 10^-14 / 2,53*10^-6 ≈ 3*10^-9.

Ответ: 3*10^-9

Задание 221.

Определите к какому типу окислительно-восстановительных процессов относятся следующие реакции:

а) HCl + KMnO₄ → KCl + MnCl₂ + Cl₂ + H₂O

б) S + HNO₃ →H₂SO₄ + NO

в) Cu + HNO₃ (разб.) → Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

С помощью метода электронного баланса расставьте коэффициенты в этих уравнениях.

Решение:

Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) называют реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.

Степень окисления (зарядность, окислительное число) – это условный заряд, который приобрел бы атом элемента, если предположить, что он принял или отдал то или иное число электронов.

Повышение или понижение степени окисления отражается в электронных уравнениях.

Окислитель принимает электроны. Процесс приема электронов называется восстановление.

Восстановитель отдает электроны. Процесс отдачи электронов называется окислением.

Все химические реакции протекают в соответствии с законом сохранения массы и энергии. В ходе ОВР число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем (закон сохранения зарядности). Полные уравнения ОВР составим с помощью метода электронного баланса, который основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных и конечных веществах.

а) Расставим степени окисления атомов:

H⁺¹Cl^-1 + K⁺¹Mn⁺⁷O₄^2- → K⁺¹Cl^-1 + Mn⁺²Cl₂^-1 + Cl₂⁰ + H₂⁺¹O^-2

Выписываем элементы, атомы или ионы которых изменяют степени окисления, такими элементами являются Mn и Cl.

Составляем электронные уравнения, т.е. схемы изменения зарядов атомов в левой и правой частях реакции:

2Cl^-1 - 2е^- → Cl₂⁰ │5, процесс окисления

Mn⁺⁷ + 5е^-→ Mn⁺² │2, процесс восстановления

Общее число электронов, которые присоединяет окислитель, должно быть равно числу электронов, которые отдает восстановитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов – 10. Делим 10 на число принятых электронов марганцем и на число отданных электронов хлором, получим коэффициенты: для марганца – 2, а для хлора – 5.

Найденные коэффициенты ставим перед формулами соединений окислителя и восстановителя, уравниваем количество остальных ионов в левой и правой частях уравнения.

16HCl + 2KMnO₄ → 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂ + 8H₂O

Данная реакция является межмолекулярной, так как окислитель и восстановитель находятся в разных веществах (окислитель - KMnO₄, восстановитель – HCl).

б) Расставим степени окисления атомов:

S⁰ + H⁺¹N⁺⁵O₃^-2 →H₂⁺¹S⁺⁶O₄^-2 + N⁺²O^-2

Выписываем элементы, атомы или ионы которых изменяют степени окисления, такими элементами являются S и N.

Составляем электронные уравнения, т.е. схемы изменения зарядов атомов в левой и правой частях реакции:

S⁰ - 6е^- → S⁺⁶ │1, процесс окисления

N⁺⁵ + 3е^-→ N⁺² │2, процесс восстановления

Общее число электронов, которые присоединяет окислитель, должно быть равно числу электронов, которые отдает восстановитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов – 6. Делим 6 на число принятых электронов азотом и на число отданных электронов серой, получим коэффициенты: для азота – 2, а для серы – 1.

Найденные коэффициенты ставим перед формулами соединений окислителя и восстановителя, уравниваем количество остальных ионов в левой и правой частях уравнения.

S + 2HNO₃ →H₂SO₄ + 2NO

Данная реакция является межмолекулярной, так как окислитель и восстановитель находятся в разных веществах (окислитель - HNO₃, восстановитель – S).

в) Расставим степени окисления атомов:

Cu⁰ + H⁺¹N⁺⁵O₃^-2 (разб.) → Cu⁺²(N⁺⁵O₃^-2)₂ + N⁺²O^-2 + H₂⁺¹O^-2

Выписываем элементы, атомы или ионы которых изменяют степени окисления, такими элементами являются Cu и N.

Составляем электронные уравнения, т.е. схемы изменения зарядов атомов в левой и правой частях реакции:

Cu⁰ - 2е^- → Cu⁺² │3, процесс окисления

N⁺⁵ + 3е^-→ N⁺² │2, процесс восстановления

Общее число электронов, которые присоединяет окислитель, должно быть равно числу электронов, которые отдает восстановитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов – 6. Делим 6 на число принятых электронов азотом и на число отданных электронов медью, получим коэффициенты: для азота – 2, а для меди – 3.

Найденные коэффициенты ставим перед формулами соединений окислителя и восстановителя, уравниваем количество остальных ионов в левой и правой частях уравнения.

3Cu + 8HNO₃ (разб.) → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Данная реакция является межмолекулярной, так как окислитель и восстановитель находятся в разных веществах (окислитель - HNO₃, восстановитель – Cu).


Список использованной литературы

1. Коровин Н.В. Общая химия – 3-е изд., испр.- М: Высш.шк., 2002. – 557 с.

2. Глинка Н.Л. Общая химия – изд. 24-е, испр. - М: Высш.шк., 1985. – 728 с.

3. Краткий справочник по химии – 4-е изд., испр./ Под ред. О.Д. Куриленко – Киев, 1974. – 984 с.

4. Химия: контрольные задания для студентов-заочников всех специальностей/ составитель: Л.М. Васильченко, Г.Б. Сеницкая, А.В. Халиков, В.М. Яковлев, Н.В. Сотова. - Самара: СамГУПС, 2008. – 100 с.