Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Составить ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза карбоната калия. Вычислить константу, степень и рН гидролиза соли в 0,01 М растворе.
Сокращенное ионно-молекулярное уравнение гидролиза
СО 32- + Н ОН <=> – +, рН > 7, среда щелочная.
Молекулярное уравнение гидролиза:
K2CO3 + H2O = KHCO3 + KOH
Kг = ,
(таблица) Kг = . ; = 0,14; pH + рОН = 14. Так как среда щелочная, определяем ; p ОН= –1/2∙lgKг – 1/2 ∙ lg = + (–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. ∆г Н о(298 К) = 51,135 кДж; ∆г S o(298 K) = -4,67 Дж/К.
NH 4+ + H OH <=>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;
=7,08·10–10/1 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.
Zn Cl2
Zn (OH)2 + HCl слаб. сильн. Сокращенное ионно-молекулярное уравнение гидролиза
Zn 2+ + H OH < = > +, рН < 7 – среда кислая.
Молекулярное уравнение гидролиза
ZnCl2 + H2O < = > ZnOHCl + HCl.
2. СuCl2 диссоциирует в растворе:
CuCl2 → Cu2+ + 2Cl-
Cu Cl2
Cu (OH)2 + HCl слаб. сильн.
Сокращенное ионно-молекулярное уравнение гидролиза
Cu 2+ + H OH < = > +, 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).
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 2Р0 + 5S+6 = 2P+5 + 5S+4
2P + 5H2SO4(конц) = 2Н3РО4 + 5SO2 + 2H2O. г) Металл + H2SO4(конц) → соль + (H2S, S, SO2) H2S выделится, если в реакцию вступает активный металл 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; просмотров: 951; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.135.202.224 (0.07 с.) |