Гидролиз солей
Способы выражения состава растворов. Уравнение гидролиза гидрокарбоната калия. Скорость химических реакций, химическое равновесие. Окислительно-восстановительные реакции. Способы выражения РН растворов. Гидролиз солей. Константа гидролиза сульфида натрия.
| Рубрика | Химия |
| Вид | контрольная работа |
| Язык | русский |
| Дата добавления | 12.04.2009 |
| Размер файла | 248,8 K |
Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже
Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.
18
РЕШЕНИЕ.
Способы выражения состава растворов.
№1.
|
Дано: V - ? |
Для решения задачи используем формулу: , тогда . Объем раствора равен: Объем раствора нитрата натрия составит 0,3 л или 300 мл. |
|
|
Ответ: |
№2.
|
Дано: m() - ? |
Для решения задачи используем формулу для вычисления нормальной концентрации раствора: , тогда: (1). Из формулы (1) масса сульфата меди будет равна: Молярная масса эквивалента равна: Для получения 2 литров 0.2 нормального раствора сульфата меди надо взять навеску соли равную 31.8 грамма. |
|
|
Ответ: |
№3
|
Дано: |
Для решения данной задачи используем формулу для вычисления массовой доли растворенного вещества в растворе: (1) Пусть объем кислоты равен 1 литру или 1000 мл. тогда масса раствора будет равна: Масса чистой кислоты равна: , тогда: Молярная масса эквивалента равна: Подставим числовые данные в формулу (1) и вычислим массовую долю серной киислоты: Массовая доля серной кислоты в 6 н. нормальном растворе ее составит 24,4 %. |
|
|
Ответ: |
№4
|
Дано: |
Для решения задачи используем формулу: . Масса равна Из формулы масса соли равна: . Тогда молярная концентрация раствора равна: . Объем раствора соли из этой формулы равен: Тогда раствор надо разбавить добавив к начальному раствору 38,26 л - 1.5 л = 36.76 л воды. |
|
|
Ответ: |
№5
|
Дано: |
Для решения задачи используем формулу: Сначала найдем массу вещества: Масса раствора равна 200 г + 300 г = 500 г. Тогда массовая доля будет равна: Массовая доля растворенного вещества в растворе составит 20%. |
|
|
Ответ: |
Способы выражения РН растворов.
№1.
|
Дано: C(H+)=0,038мг/л РН - ? |
РН раствора равен: Молярная концентрация ионов водорода равна: . Пусть объем равен 1 литр. Тогда: Тогда РН раствора равен: РН раствора оказался равен 4,42 |
|
|
Ответ: |
№2.
|
Дано: РН = 5.7 |
Для решения задачи используем формулу: . Зная РН раствора можно записать: Тогда |
|
|
Ответ: |
№3
|
Дано: |
Азотистая кислота относится к слабым кислотам, поэтому ее РН будет равен: , где , тогда: РН раствора азотистой кислоты составляет 2. 64. |
|
|
Ответ: |
№4
|
Дано: |
Смесь хлорида аммония и гидроокиси аммония составляет аммиачный буферный раствор. РН раствора будет равен: , где Подставим числовые данные в формулу: РН аммиачного буфера равна 9,65. Это значение РН будет почти постоянно при прибавлении небольших концентраций кислот или основ, что используют для проведения реакций в аналитической химии. |
|
|
Ответ: |
№5
|
Дано: |
Смесь муравьиной кислоты и формиата калия составит формиатный буферный раствор. Буферными называют растворы, которые имеют свойство сохранять значение РН при разбавлении или добавлении небольших количеств кислоты или щелочи. Формиатный буферный раствор по своим свойствам похож на ацетатный буфер. Водородный показатель для такого типа буферных растворов равен: Найдем концентрации соли и кислоты: Подставим числовые данные в полученную формулу, учтем что , тогда РН формиатного буферного раствора равен приблизительно 3.47, а рОН 10,53. Формиатный буферный арствор используют для проведения химических реакций чувствительных к РН среды. |
|
|
Ответ: , |
Гидролиз солей.
№1
Рассмотрим гидролиз сульфида натрия.
Как видно из уравнения реакции в реакции накапливаются ионы ОН-. Поэтому РН среды больше 7, среда основная.
Константа гидролиза реакции равна:
Константа гидролиза сульфида натрия по первой степени равна:. Константа гидролиза по второй степени будет значительно ниже чем по первой.
№2
Рассмотрим гидролиз таких веществ как:
В наименьшей степени гидролизироватся будет соль которая получена из кислоты или основания с наибольшей константой диссоциации.
Если мы изучим данные нам соли то увидим, что в наибольшей степени гидролизу подвержен сульфат аммония, поскольку он состоит из слабого основания и слабой кислоты.
Для всех остальных веществ запишем константы диссоциации.
Как видно из написанного выше наибольшей константой диссоциации среди приведенных солей владеет тиосульфатная (роданистоводородная) кислота. И в наименьшей мере будет гидролизироваться именно она.
№3
|
Дано: |
Нитрат аммония относят к солям созданным сильной кислотой и слабой основой, поэтому он будет гидролироваться по катиону аммония. РН среды в этом случае равно:
После разбавления концентрация селей аммония будет равна: Тогда рН раствора равен:
Как видно из расчетов при разбавлении раствора в 250 раз РН раствора изменится на , причем РН изменится в сторону уменьшения РН, после разбавления водородный показатель станет практически равен нейтральной среде . |
|
|
Ответ: |
№4
Уравнение гидролиза гидрокарбоната калия имеет вид:
Как видно при гидролизе выделяются ионы ОН- что приводит к тому что среда раствора щелочная.
Поскольку угольная кислота относится к слабым кислотам, то она разлагается на воду и углекислый газ.
Степень гидролиза равна: , тогда перепишем и упростим формулу:
Ответ:
№5
|
Дано: |
Для нахождения РН раствора хлорида железа трехвалентного при температуре 333 К мы используем формулу: , где Е - электродный потенциал электрода. При температуре 333К мы получим: Тогда РН среды равно: РН раствора хлорида железа равен: . |
|
|
Ответ: |
Скорость химических реакций и химическое равновесие.
№1
|
Дано: |
Запишем уравнение реакции окисления оксида азота (ІІ) до оксида азота (IV). Найдем концентрации веществ: После того как прореагирует 50% оксида азота, его концентрация уменьшится вдвое: По уравнению реакции видно, что в реакцию вступит 0,1 М кислорода и кислорода останется 1.5 М - 0,1 М = 1.4 М Тогда отношение скоростей реакции будет равно: , как видно скорость реакции уменьшится по сравнению с начальной в 4,286 раза, что можно объяснить уменьшением концентрации компонентов реакции. |
|
|
Ответ: |
№2
|
Дано: |
Запишем уравнение реакции: Равновесная концентрация иодоводорода равна 1 моль/л. по уравнению для его получения надо: Мы нашли те концентрации вещества. Которые прореагировали. Тогда начальная концентрация равна: Начальные концентрации веществ равны: |
|
|
Ответ: |
№3
|
Дано: К -? |
В системе химические процессы описываются уравнением: Константа равновесия реакции равна: . Из условия задачи равновесная концентрация вещества равна: , . Тогда на момент установления равновесия прореагирует: Х - 0,5Х = 0.5Х. За уравнением видно, что Тогда константа равновесия равна: Константа равновесия данного процесса равна 0.25. |
|
|
Ответ: |
№4
|
Дано: |
1. Рассмотрим понижение давления смеси. Для этого используем принцип Ле Шателье, согласно которого равновесие в системе смещается в ту сторону чтобы минимизировать внешнее влияние. Как видно из уравнения в левой части уравнения 4 молекулы - 1 азота и три водорода, а в правой только две молекулы. Поэтому при понижении давления система старается увеличить его, а увеличить его можно только за счет увеличения количества молекул в системе, а большее количество молекул в левой части уравнения. Равновесие сместится влево. 2. При повышении концентрации аммиака система старается уменьшить его концентрацию. А сделать это можно только разложив его на водород и азот. Поэтому равновесие также сдвигается влево. |
|
|
Ответ: а) влево, б) влево. |
№5
|
Дано: |
Степень диссоциации гидроксида аммония в растворе равна: Тогда поскольку , то Как видно из вычислений степень диссоциации раствора гидроокиси аммония равна 3%. |
|
|
Ответ: |
Окислительно-восстановительные реакции
№1
Для записи уравнения реакции используем метод полуреакций.
Рассчитаем сумму стехиометрических коэффициентов в уравнении. В левой части уравнения сумма коэффициентов равна 4. а в правой - 3.
№2
Для записи уравнения реакции используем метод полуреакций.
Рассчитаем сумму стехиометрических коэффициентов в уравнении. В левой части уравнения сумма коэффициентов равна 20. а в правой - 21.
№3
Для решения задачи используем уравнение ОВР:
В результате изучения уравнений реакции можно сделать вывод что бромид натрия будет выступать в роли восстановителя, а окислителем будет перманганат калия. Молярная масса эквивалента вещества в окислительно восстановительной реакции равно отношению его молярной массы к количеству отданных или присоединенных электронов.
Тогда для реакции можно записать:
Ответ: , - восстановитель
- окислитель.
№4
Вычислим ЭДС ОВР приведенной ниже.
Запишем окислительно - восстановительные потенциалы для тех веществ, которые окисляются или восстанавливаются во время реакции.
Мы записали значения стандартных окислительно - восстановительных потенциалов.
Теперь, если рассмотреть реакцию, то электродвижущая сила гальванического элемента будет равна:
№5
|
Дано: |
Величину электродного потенциала для раствора нитрата цинка мы найдем при помощи формулы: (1) Из таблиц найдем, что Е0 = -0,763 В. Пусть у нас есть 1 литр раствора, что составит 1000 мл его. Тогда масса раствора равна 1г/мл ?1000 мл = 1000 грамм. Масса соли цинка равна: Тогда концентрация раствора равна: . Тогда: Подставим числовые данные в формулу (1): Из вычислений видно, что потенциал цинкового электрода в растворе нитрата цинка составит . |
|
|
Ответ: |
Химическая связь.
№1
Используя значения электроотрицательностей элементов вычислим значения степени ионности связей B - F, Mg - O.
Запишем значения электроотрицательностей для наших елементов:
|
Элемент |
Электроотрицательность |
|
|
B |
2.0 |
|
|
F |
4.0 |
|
|
Mg |
1,2 |
|
|
O |
3,5 |
Далее по формуле вычислим разницу электроотрицательностей и меру ионности:
B - F: разница электроотрицательностей равна 4.0 - 2.0 = 2,0
Mg - O: разница электроотрицательностей равна 3,5 - 1.2 = 2,3 .
№2
Мышьяк имеет порядковый номер в периодической системе химических элементов равный 33.
Тогда его электронная формула будет:
В нормальном состоянии атом мышьяка имеет конфигурацию:
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p
33As
Как видно из рисунка у атома элемента в нормальном состоянии есть только 3 неспаренных электрона.
В возбужденном состоянии происходит переход электрона с 4s на 4d -подуровень, при этом появляется еще два неспаренных электрона и их общее количества равно 5.
1s 2s 2p 3s 3p 3d
33As
4s 4p 4d
№3
Катион аммония имеет строение показанное на рисунке:
Запишем электронную формулу азота и рассмотрим какие электроны берут участие в формировании связей. . В формировании связей берут участие 3 р- электрона и неподеленная электронная пара с уровня 2s. рассмотрим понятия и - связей. - связь формируется на оси, что соединяет взаимодействующие атомы. - связь образуется за счет перекрывание электронных облаков над и под плоскостью в которой расположены атомы. В катионе аммония три связи возникают за счет перекрывания р- электронного облака атома азота с s-электронным облаком атома водорода - это будут три - связи.
Установлено что все связи в катионе аммония по своим свойствам одинаковы. Что означает, что у нас будет четыре - связи.
№4
Рассмотрим вещества:
В молекуле углекислого газа атом углерода не гибридизируется, он гибридизируется в органических соединениях, в соединениях с водородом.
В молекуле атом бериллия связан с двумя атомами хлора. Электронная конфигурация бериллия , в возбужденном состоянии электрон с 2s-подуровня перейдет на 2р - подуровень. Тогда электронная конфигурация бериллия будет: , как видно в создании гибридных орбиталей берет участие одна s и одна р орбиталь, тип гибридизации в молекуле sp.
Рассмотрим молекулу , электронная конфигурация атома бора имеет вид: , в возбужденном состоянии бор будет иметь такую электронную конфигурацию: в создании гибридных орбиталей берут участие 1 s-электрон и 2 р-электроны, и тип гибридизации будет в молекуле sр2.
Рассмотрим молекулу по своей конфигурации она напоминает метан в котором и есть sр3 - гибридизация. Электронная конфигурация атома германия в возбужденном состоянии имеет вид: . В атоме германия на внешнем уровне есть 1 s-электрон и 3 р-электрона. В создании гибридных орбиталей они и берут участие. И тип гибридизации в молекуле гидрида германия будет sр3 .
№5
Рассмотрим молекулу теллуроводорода. По своему положению в периодической системе теллур похож по химическим свойствам на кислород и серу, ну и селен еще. Тогда и строение молекулы ТеН2 похоже на строение молекул воды и сероводорода.
В молекуле теллура есть 6 электронов, в ТеН2 электрона создают две электронные пары с атомами водорода а еще четыре электрона создают две электронные пары, строение молекулы ТеН2 наведено на рисунке:
При образовании молекулы теллуроводорода происходит sр3-гибридизация молекулы теллура. Поэтому валентный угол Н - Те - Н близок к тетраэдрическому углу (109,5°), реально он составляет 104,5°. Отклонение можно объяснить неравноценностью окружающих атом теллура электронных облаков. В молекуле ТеН2 только два электрона создают общие электронные пары с атомами водорода, а две электронные пары принадлежат атому теллура. Это приводит к некоторой асимметрии в распределении электронных облаков, которые окружают атом теллура и к отклонению от угла в 109,5° на рисунке приведено вид валентного угла в молекуле теллуроводорода.
Список использованной литературы.
1. Глинка Н. Л. Общая химия. - Л.: Химия, 1988. - 702 с.
2. Крешков А. П., Ярославцев А. А. Курс аналитической химии. - М.: Химия, 1964. - 430 с.
3. Химия: Справочное издание/ под ред. В. Шретер, К.-Х, Лаутеншлегер, Х. Бибрак и др.: Пер. с нем. - М.: Химия, 1989.- 648 с.
4. Щукарев С. А. Неорганическая химия. - М.: Высшая школа, 1970. - 437 с.
5. Петровский Н. М. Органическая химия. - М.: Высшая школа, 1972. - 637 с.
Подобные документы
Расчетные методы определения рН. Примеры уравнений реакций гидролиза солей. Понятие и формулы расчета константы и степени гидролиза. Cмещение равновесия (вправо, влево) гидролиза. Диссоциация малорастворимых веществ и константа равновесия этого процесса.
лекция [21,7 K], добавлен 22.04.2013Характеристика гидролиза солей. Виды реакций нейтрализации между слабыми и сильными кислотами и основаниями. Почвенный гидролиз солей и его значение в сельском хозяйстве. Буферная способность почвы: обмен катионов и анионов в процессе минерализации.
контрольная работа [56,1 K], добавлен 22.07.2009Понятие гидролиза как реакции обменного разложения веществ водой; его роль в народном хозяйстве, повседневной жизни. Классификация солей в зависимости от основания и кислоты. Условия смещения реакций обратимого гидролиза согласно принципу Ле Шателье.
презентация [411,8 K], добавлен 02.05.2014Основные особенности гидролиза, который приводит к образованию слабого электролита. Характеристика гидролиза солей в водном растворе. Значение гидролиза в химическом преобразовании земной коры. Развитие гидролиза в народном хозяйстве и в жизни человека.
конспект урока [124,7 K], добавлен 20.11.2011Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания, сильной кислоты и слабого основания, слабой кислоты и слабого основания. Количественные характеристики гидролиза. Подавление и усиление гидролиза солей. Факторы, влияющие на степень гидролиза.
реферат [73,9 K], добавлен 25.05.2016Определение свойств химических элементов и их электронных формул по положению в периодической системе. Ионно-молекулярные, окислительно-восстановительные реакции: скорость, химическое равновесие. Способы выражения концентрации и свойства растворов.
контрольная работа [58,6 K], добавлен 30.07.2012Гидролиз как реакция обменного разложения веществ водой. Гидролиз галогеналканов, сложных эфиров, дисахаридов, полисахаридов. Разложение веществ по аниону и катиону. Соли, образованные сильной кислотой и основанием. Способы усиления, подавления гидролиза.
презентация [60,5 K], добавлен 19.11.2013Определение и классификация солей, уравнения реакций их получения. Основные химические свойства солей, четыре варианта гидролиза. Качественные реакции на катионы и анионы. Сущность процесса диссоциации. Устойчивость некоторых солей к нагреванию.
реферат [12,9 K], добавлен 25.02.2009Понятие и структура химической системы, классификация и разновидности растворов. Электролиты и электролитическая диссоциация. Гидролиз солей. Химические реакции и их признаки, стехиометрия. Скорость химический реакций, и факторы, влияющие на нее.
контрольная работа [161,5 K], добавлен 17.01.2011Правила техники безопасности при выполнении лабораторных работ. Приготовление растворов заданной концентрации. Электролитическая диссоциация и гидролиз солей. Окислительно-восстановительные реакции. Галогены, фосфор, азот и сера, их соединения.
методичка [485,0 K], добавлен 12.07.2010
