ТОП 10:

Составить ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза карбоната калия. Вычислить константу, степень и рН гидролиза соли в 0,01 М растворе.



Дано: 0,01M Решение   K2CO3 диссоциирует в растворе:   K2CO3 → 2К+ + СО32- K2CO3 KOH + H2CO3 cильн. cлаб.
Kг – ? pH- ? h – ?

 

Сокращенное ионно-молекулярное уравнение гидролиза

       
   
OH- K+
 
HCO3- K+
 


СО32- + НОН <=> – + , рН > 7, среда щелочная.

 

 

Молекулярное уравнение гидролиза:

 

K2CO3 + H2O = KHCO3 + KOH

 

Kг = ,

 

(таблица)

Kг = .

; = 0,14;

pH + рОН = 14.

Так как среда щелочная, определяем ;

pОН= –1/2∙lgKг – 1/2 ∙ lg =
= (–1/2lg0,21) + (–1/2lg10-3) +

+ (–1/2lg10-2) = 0,34 + 1,5 + 1 = 2,84.

 

рН = 14 – рОН; рН = 14 – 2,84 = 11,16.

 

Ответ:

 

2. Рассчитать при температуре 300 К константу, степень и рН гидролиза NH4NO3 в 1 М растворе, используя значения термодинамических характеристик реакции гидролиза соли. Написать ионно-молекулярное и молекулярное уравнение гидролиза этой соли.

гНо(298 К) = 51,135 кДж;

гSo(298 K) = -4,67 Дж/К.

Дано: ∆гНо(298 К) = 51,135 кДж ∆гSo(298 K) = –4,67 Дж/К T = 300 K Решение   NH4 NO3 – диссоциирует в растворе:   NH4 NO3 → NH4+ + NO3-.   NH4NO3 NH4OH + HNO3 слаб. сильн.   Сокращенное ионно-молекулярное уравнение гидролиза
Kг – ? h – ? pH – ?

Н+ NO3-

NH4+ + HOH<=>NH4OH + , , pH < 7, среда кислая.

 
 

 


Молекулярное уравнение гидролиза

 

NH4 NO3 + H2O <=> NH4OH + HNO3.

 

;

 

 

.

Так как среда кислая, то определяем рН:

 

;

 

рН = –1/2 ∙ (–9,15) – 1/2 ∙ lg1 = 4,57;

 

=7,08·1010/1 22,66·10–5.

 

Ответ: .

3. Какая из двух солей, ZnCl2 или СuCl2, при равных концентрациях в большей степени подвергается гидролизу? Ответ мотивировать расчетом отношения степеней гидролиза обеих солей. Составить ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

Дано: Решение   1. ZnCl2 диссоциирует в растворе:   ZnCl2 → Zn2+ + 2Cl-

 

ZnCl2

 

Zn(OH)2 + HCl

слаб. сильн.

Сокращенное ионно-молекулярное уравнение гидролиза

       
 
ZnOH+ Cl-
 
H+ Cl-


Zn2+ + HOH < = > + , рН < 7 – среда кислая.

 
 

 


Молекулярное уравнение гидролиза

 

ZnCl2 + H2O < = > ZnOHCl + HCl.

 

2. СuCl2 диссоциирует в растворе:

 

CuCl2 → Cu2+ + 2Cl-

 

CuCl2

 

Cu(OH)2 + HCl

слаб. сильн.

 

Сокращенное ионно-молекулярное уравнение гидролиза

       
 
CuOH+ Cl-  
 
H+ Cl-


Cu2+ + HOH < = > + , рН < 7 – среда кислая.

 

 

Молекулярное уравнение гидролиза:

 

CuCl2 + H2O < = > CuOHCl + HCl.

 

;

 

.

 

;

 

.

 

= =

= = 10,85.

 

Ответ: степень гидролиза CuCl2 в 10,85 раз больше степени гидролиза ZnCl2.

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ

РЕАКЦИИ

УРОВЕНЬ А

1. Расположить перечисленные вещества в порядке уменьшения степени окисления хрома:

Cr2O3 – CrCl2 – K2Cr2O7.

Ответ: алгебраическая сумма степеней окисления отдельных атомов, образующих молекулу, с учетом стехиометрических индексов равна нулю.

Cr Х Сl Сr O

Х + (–1) ∙ 2 = 0 Х ∙ 2 + (–2) ∙ 3 = 0

Х = +2 Х = +3

K Cr O

 

(+1) ∙ 2 + Х ∙ 2 + (–2) · 7 = 0

 

Х = +6

 

K2Cr O7 – Cr O3 – Cr+2Cl2.

 

2. Составить уравнения для следующих процессов и назвать их:

а) Ni0 → Ni+2

б) 2I- → I2

в) Cu+2 → Cu0

Ответ:

а) Ni0 – 2е = Ni+2 – процесс окисления;

б) 2I – 2е = I20 – процесс окисления;

в) Cu+2 + 2е = Cu0 – процесс восстановления.

 

3. Какие свойства (окислительные или восстановительные) проявляют PbO2 ; H2S; KMnO4 ?

Ответ: окислители – атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, а восстановители – отдающие электроны. Поэтому чем выше степень степень окисления иона, тем сильнее он проявляет окислительные свойства, а чем ниже степень окисления иона – тем сильнее его восстановительные свойства.

Pb+4O2 – окислитель H2S-2 – восстановитель

KMn+7 O4 – окислитель

УРОВЕНЬ В

Закончить уравнения реакций и уравнять их используя метод электронного баланса. Указать окислитель и восстановитель:

а) Pb + HNO3 конц

б) S + HNO3 конц

в) P + H2SO4 конц

г) Mg + H2SO4 конц

 

а) Металл + НNО3(конц) → соль + оксид азота + Н2О.

Формула оксида азота зависит от активности металла: N2O выделится, если в реакцию вступает активный металл (стоящий в ряду стандартных электродных потенциалов в интервале Li...Al);

NО выделится, если в реакцию вступает металл средней активности (Mn–Рb);

NO2 выделится, если в реакцию вступает малоактивный металл (стоящий в ряду стандартных электродных потенциалов после водорода).

 

Дано: а) Pb + HNO3 конц → S + HNO3 конц → б) P + H2SO4 конц → Mg + H2SO4 конц Решение а) Pb0 + HN+5O3 конц = восст. окисл. = Pb+2(NO3)2 + N+2O + H2O НОК ДМ восстановитель Pb0 – 2ē = Pb+2 3 окислитель N+5 + 3ē = N+2 2 3Pb0 + 2N+5 = 3Pb+2 + 2N+2
Уравнять реакции и указать окислитель и восстановитель

 

Переносим полученные коэффициенты в молекулярное урав-нение:

 

3Pb0 + 2HN+5O3(конц) = 3Pb+2(N+5O3)2 + N+2O + H2O.

 

 
 


Поскольку азотная кислота расходуется не только на получение 2 моль NO, но и на получение 3 моль Pb(NO3)2, в которых содержится 6NO со степенью окисления N+5, то для протекания этого процесса необходимо дополнительно 6 моль HNO3:

 

 
 


6HNO3 (конц) + 3Pb0 + 2HNO3(конц) = 3Pb(NO3)2 + 2NO + H2O

 
 


Суммируем число моль HNO3 и уравниваем количество водорода и кислорода (4Н2О):

 

3Рb + 8HNO3(конц) = 3Pb(NO3)2 + 2NO + 4Н2О.

 

б) Неметалл + HNO3(конц) → кислота, в которой неметалл проявляет высшую степень окисления + NO2 + (Н2О):

 

B → H3B+3O3; P → H3P+5O4; S → H2S+6O4; Se → H2Se+6O4;

 

Si → H2Si+4O3; C → H2C+4O3; As → H3As+5O4.

 

Решение

 

So + HN+5O3(конц) = Н2S+6O4 + N+4O2 + H2O

восст. окисл.

НОК ДМ

восст-ль Sº – 6ē = S+6 1

окисл-ль N+5 + ē = N+4 6

 
 


Sº + 6N+5 = S+6 + 6N+4

 

S + 6HNO3(конц) = Н2SO4 + 6NO2 + 2H2O.

 

в) Неметалл + H2SO4(конц) → кислота, в которой неметалл проявляет высшую степень окисления + SO2 +(Н2O); см. пример б).

 

Решение

 

P0 + H2S+6O4(конц) = Н3Р+5О4 + S+4O2 + H2O

восст. окисл.

НОК ДМ

восст-ль P0 – 5ē = P+5 2

окисл-ль S+6 + 2ē = S+4 5

 
 


0 + 5S+6 = 2P+5 + 5S+4

 

2P + 5H2SO4(конц) = 2Н3РО4 + 5SO2 + 2H2O.

г) Металл + H2SO4(конц) → соль + (H2S, S, SO2)
(в зависимости от активности металла) + Н2О.

H2S выделится, если в реакцию вступает активный металл
(Li–Al),

S выделится, если в реакцию вступает металл средней активности (Mn–Рb),

SO2выделится, если в реакцию вступает малоактивный металл (стоящий в ряду стандартных электродных потенциалов после водорода).

 

Решение

 

Mg0 + H2S+6O4(конц) = Mg+2SO4 + H2S-2 + H2O.

восст. oкисл.

 

НОК ДМ

восст-ль Mg0 – 2ē = Mg+2 4

окисл-ль S+6 + 8ē = S-2 1

 
 


4Mg0 + S+6 = 4Mg+2 + S-2

Аналогично примеру (а) уравниваем реакцию:

 
 

 


4H2SO4(конц) + 4Mg + H2SO4(конц) = 4MgSО4 + H2S + 4H2O


4Mg + 5H2SO4(конц) = 4MgSО4 + H2S + 4H2O.

 

УРОВЕНЬ С







Последнее изменение этой страницы: 2017-02-21; Нарушение авторского права страницы

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 18.215.33.158 (0.025 с.)