Задачи и упражнения по общей химии

Пример 3. В сторону какой реакции (прямой или обратной) сместится химическое равновесие обратимой реакции N2 + 3H2 2NH3, если повысить температуру равновесной системы? Прямая реакция экзотермическая.

Решение:

В соответствии с принципом ЛеШателье, при повышении температуры ускоряется реакция, ослабляющая внешнее воздействие, т.е. обратная реакция, протекающая с поглощением теплоты.

Пример 4. Обратимая реакция протекает по уравнению 2NО + О2 2NО2. В сторону какой реакции (прямой или обратной) сместиться химическое равновесие, если давление увеличить в 2 раза?

Решение:

Пусть равновесные концентрации до увеличения давления составляли:

[NO]= a моль/ л,

[O2]= в моль/ л,

[NO2]= с моль/ л,

скорость прямой реакции - V1, скорость обратной реакции - V2.

Тогда V1=К1 а2 в; V1=К2с2 .

При увеличении давления в 2 раза:

[NO]=2а моль/ л, [O2]= 2в моль/ л, [NO2]=2с моль/ л; скорости прямой и обратной реакций при новых условиях: V11 = К1 (2а)2 2в = К18а2в;

V21 = K2 (2с)2 = K24с2.

Отсюда:

V11 / V1 = К18а2в / (K1а2в) = 8; V21 / V2 = 4K2C2/ (К2С2) = 4.

Следовательно, при увеличении давления в равновесной системе в 2 раза, скорость прямой реакции возрастает в 8 раз, а скорость обратной реакции в 4 раза, поэтому равновесие сместится вправо - в сторону образования NO2.

Пример 5. При 10000С константа равновесия реакции FeO + CO Fe+CO2 равна 0,5. Каковы равновесные концентрации CO и CO2, если начальные концентрации этих веществ составляли: [CO]=0,05 моль/ л, [CO2]=0,01 моль/ л?

Решение:

Пусть к моменту равновесия в реакцию вступило Х моль СО. Тогда, согласно уравнению реакции, образовалось Х моль СО2. следовательно, к моменту равновесия: [CO]= (0,05Х) моль/ л; [CO2] = (0,01+Х) моль/ л.

Отсюда Кр = (0,01+Х) / (0,05Х). Подставив в этом выражение Кр=0,5, получаем Х= 0,01. Таким образом, искомые равновесные концентрации будут иметь следующие значения: [CO]р = 0,05 - 0,01 = 0,04 моль/ л, [CO2]р = 0,01 + 0,01 = 0,02 моль/ л.

Пример 6. Константы равновесия реакции СО +Н2О СО2+Н2 при 727 и 9270С соответственно равны 1,4 и 0,74. Как найти ДG этой реакции и определить ее направление при указанных температурах?

Решение:

ДG находится из уравнения ДG= RT ln K= 19,1*Т*lg K. Температуры 727 и 9270С соответственно равны 1000 и 1200 К.

Тогда: а) ДG1= 19,1 · 1000 lg 1,4= 2789 Дж/ моль = 2,8 кДж/ моль

б) ДG2= 19,1 · 1200 lg 0,7= +2502 Дж/ моль = + 2,5 кДж/ моль.

Таким образом, в температурном интервале 727 и 9270С значение ДG проходит через нуль и направление реакции меняется с прямого на обратное, поэтому реакцию следует проводить при температуре ниже 8000С. С понижением температуры выход будет увеличиваться, однако, время достижения равновесия будет расти.

Пример 7. Известно, что при 2000 К равновесие N2 + O2 2 NO характеризуется константой Kc=2,3 · 104 . Определить равновесную концентрацию окиси азота, если исходные концентрации C1(N2) и C1 (O2) будут по 1 моль/ л.

Решение:

Согласно уравнению реакции из каждого моля азота образуется 2 моль окиси азота. Следовательно, если обозначить равновесную концентрацию окиси азота C(NO), для достижения её надо затратить C(NO)/2 молей азота и сколько же молей кислорода. Равновесные концентрации можно записать следующим образом:

Cp(O2) = Cp(N2) = 1 - Cp(NO)/2

Запишем выражение константы равновесия равной по условию 2,3 · 104

Подставив в него выражение равновесных концентраций, получаем:

Решая это уравнение относительно Cp(NO), получим 1,52 · 102 моль/ л. Следовательно, при температуре 2000 К почти не происходит превращения исходных веществ (N2 и O2) в окись азота.

Пример 8. Как повлияет увеличение давления на химическое равновесие в обратимой системе:

Fe2O3 (k) + 3 H2 (г) 2Fe (k) + 3H2O(г)

Решение:

В гетерогенной равновесной системе повышение давления должно привести к смещению равновесия в сторону реакции, приводящей к образованию меньшего количества веществ газов. Так как количество веществ газов, образующихся при протекании прямой и обратной реакции одинаковы, то изменение давления не приведет к смещению равновесия.

Контрольное задание по разделам «Скорость химических реакций», «Химическое равновесие»

Вариант 1

Задача 1. Во сколько раз увеличится скорость (константа скорости) химической реакции при повышении температуры на 40 оС, если температурный коэффициент реакции равен 2?

Задача 2. При изучении гомогенной реакции А + 2В = D получены следующие данные: в момент времени t1 = 50 мин количество вещества А в реакторе составляло 12 моль, а в момент времени t2 = 1 ч 05 мин составляло 8 моль. Вычислить среднюю скорость химической реакции за исследованный промежуток времени по веществу А и по веществу В, если объем реакционной массы составлял 110 л.

Задача 3. В гомогенных химических системах при постоянном давлении, объёме и температуре установилось состояние равновесия. На основании закона действующих масс составьте выражения для константы равновесия. По данным значениям Кс укажите, реагенты или продукты будут преобладать в равновесной смеси веществ.

4NH3 +5O2 - 4NO + 6H2O, Kc=0.008

2C2H6 + 7O2 - 4CO2 + 6H2O, Kc=145

6HF + N2 - 2NF3 + 3H2, Kc=1

2NH3 + 3Cl2 - N2 + 6HCl, Kc=106

2CH4 + 3O2 + 2NH3 - 2HCN + 6H2O, Kc=1

2H2S + 3O2 - 2SO2 + 2H2O, Kc=3Ч105.

Задача 4. Определите значения (в моль/л) равновесных концентраций газообразных веществ для реакции

Fe2O3(тв) +3СО(г) - 2Fe(тв) + 3CO2(г), Кс = 0.125,

протекающей при некоторой постоянной температуре, если в некоторый момент концентрации газообразных веществ составляли: [CO] = 0.5 моль/л, [CO2] = 0.1 моль/л

Задача 5. Равновесие реакции Н2 +J2 2НJ. установилось при следующих концентрациях: [H2] = 0,5 моль/ л; [J2] = 0,1 моль/ л; [HJ] = 1,8 моль/л. Определите исходные концентрации йода и водорода и константу химического равновесия.

Вариант 2

Задача 1. На сколько градусов следует понизить температуру в реакционной смеси для уменьшения скорости реакции в 27 раз, если температурный коэффициент этой реакции 3?

Задача 2. В гетерогенных химических системах при постоянных термодинамических параметрах установилось состояние равновесия. На основании закона действующих масс составьте выражения для константы равновесия.

TiO2(тв) + 2С(тв) + 2Cl2(г) - TiCl4(г) + 2CO(г)

Mg3N2(тв) + 6H2O(г) - 3Mg(OH)2(тв) + 2NH3(г)

Si(тв) + 2H2O(г) - SiO2(тв) + 2H2(г)

CS2(г) + 2Cl2(г) - CCl4(г) + 2S(тв)

2NO2(г) + 2S(тв) - N2(г) + 2SO2(г)

10NO(г) + P4(г) - 5N2(г) + P4O10(тв).

Задача 3. Рассчитайте значения (в моль/л) равновесных концентраций газообразных веществ для реакции

LiH(тв) + H2О(г) - LiOH(ж) + H2(г), Кс = 2.21,

протекающей при некоторой постоянной температуре, если в некоторый момент концентрации газообразных веществ составляли: [H2O] = 0.75 моль/л, [H2] = 0.15 моль/л

Задача 4. Средняя скорость гомогенной реакции 2А + 3В = 2D + Е была вычислена по двум измерениям, проведенным на 45 и 52 минутах от начала реакции, и составила 0,09 моль·л-1·мин-1 по веществу А. Известно, что в начале указанного интервала времени концентрация вещества В была равна 1,20 моль/л. Найти концентрацию вещества B в момент второго измерения.

Задача 5. В каком направлении произойдет смещение равновесия системы:

Н2 +S Н2S,

если: а) увеличить концентрацию водорода, б) понизить концентрацию сероводорода?

Вариант 3

Задача 1. Чему равен температурный коэффициент реакции, если при увеличении температуры на 50 оС скорость реакции возросла в 32 раза?

Задача 2. На основании принципа Ле Шателье определите, в каком направлении сместится равновесие в следующих системах при повышении температуры и постоянном давлении:

2NO(г) + O2(г) - 2NO2(г), ДH0 < 0

2SO3(г) - 2SO2(г) + O2(г) , ДH0 > 0

C(тв) + CO2(г) - 2СO(г), ДH0 > 0

2NH3(г) - N2(г) + 3H2(г) , ДH0 > 0

C(тв) + 2Cl2(г) - CСl4(г), ДH0 < 0

C(тв) + 2N2O(г) - СO2(г) + 2N2(г), ДH0 < 0.

Задача 3. Реакция идёт по уравнению N2 + O2 = 2NO. Концентрации исходных веществ до начала реакций были: [N2] = 0.049 моль/л, [O2] = 0.01 моль/л. Вычислите концентрацию этих веществ в момент, когда [NO] = 0.005 моль/л.

Задача 4. Для реакции А + 3В = D + 2Е средняя скорость реакции за интервал времени длительностью 5 мин 30 с составила 0,42 моль·л-1·мин-1. Считая объем реакционной смеси равным 200 л, вычислить убыль веществ А и В в реакторе в течение указанного промежутка времени.

Задача 5. В каком направлении произойдет смещение равновесия при повышении температуры систем:

а) COCl2 CO + Cl2 27ккал

б) 2CO CО2 + C + 41 ккал

Вариант 4

Задача 1. Напишите выражение константы равновесия для реакции:

2SO2 + O2 2SO3, H=791,6 кДж.

Какие условия способствуют увеличению выхода продукта горения?

Задача 2. На основании принципа Ле Шателье определите, в каком направлении сместится равновесие в следующих системах при повышении давления и постоянной температуре:

2Fe(тв) + 3H2O(г) - Fe2O3(г) + 3H2(г)

С3H8(г) + 5O2(г) - 3СO2(г) + 4H2O(г)

СO2(г) + 2N2(г) - С(тв) + 2N2O(г)

CO(г) + Cl2(г) - СCl2O(г)

CH4(г) + 4S(тв) - СS2(г) + 2H2S(г)

N2H4(г) + O2(г) - N2(г) + 2H2O(г)

Задача 3. Реакция идёт по уравнению N2 + 3H3 = 2NH3. Концентрации участвующих в ней веществ были: [N2] = 0.80 моль/л, [H2] = 1.5 моль/л, [NH3] = 0.10 моль/л. Вычислите концентрацию водорода и аммиака, когда [N2] = 0.5 моль/л.

Задача 4. Написать выражения скорости реакций, протекающих по схеме

2А + В = А2В, если : а) А и В - газообразные вещества; б) А и В - жидкости, смешивающиеся в любых отношениях; в) А и В - вещества, находящиеся в растворе; г) А - твердое вещество, а В - газ или вещество, находящееся в растворе.

Задача 5. Как повлияет увеличение давления на смещение равновесия в системах:

а) SO2(г) + Cl2 (г) SO2Cl2 (г)

б) H2 (г) + Br2(г) 2 HBr (г)

Вариант 5

Задача 1. Как будет влиять увеличение давления и температуры на смещение равновесия в системе

2CO(г) CO2 (г) + C(тв), H<0?

Напишите выражение константы равновесия.

Задача 2. На основании принципа Ле Шателье определите, увеличится ли выход продуктов при одновременном понижении температуры и давления:

С(тв) + O2(г) - CO2(г), ДH0 < 0

H2(г) + I2(г) - 2HI(г), ДH0 > 0

6HF(г) + N2(г) - 2NF3(г) + 3H2(г) , ДH0 > 0

2O3(г) - 3O2(г), ДH0 < 0

2CO(г) - 2C(тв) + O2(г) , ДH0 > 0

I2(г) + 5CO2(г) - I2O5(г) + 5CO(г), ДH0 > 0.

Задача 3. Реакция идёт по уравнению H2 + I2 = 2HI. Константа скорости этой реакции при некоторой температуре равна 0.16. Исходные концентрации реагирующих веществ: [H2] = 0.04 моль/л, [I2] = 0.05 моль/л. Вычислить начальную скорость реакции и её скорость, когда [H2] = 0.03 моль/л.

Задача 4. При исследовании реакции А + 2В = АВ2, протекающей в газовой фазе, получены следующие данные зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ:

СА, моль/л	0,2	0,5	0,4
СВ, моль/л	0,2	0,3	0,2
Х Ч106, моль·л-1·с-1	32,0	1,8	0,67

Вычислить среднее (из трех измерений) значение константы скорости реакции, указать размерность константы скорости.

Задача 5. В каком направлении сместится химическое равновесие обратимой реакции в случае повышения температуры:

а) если прямая реакция экзотермическая;

б) если обратная реакция экзотермическая?

Вариант 6

Задача 1. В какую сторону сместится равновесие системы

CO(г) + H2O(г) CO2 (г) + H2(г), H=43 кДж,

а) при уменьшении концентрации воды;

б) при увеличении температуры;

в) при уменьшении давления?

Напишите выражение константы равновесия.

Задача 2. На основании принципа Ле Шателье определите, увеличится ли выход продуктов при одновременном повышении температуры и понижении давления:

С(тв) + H2O(г) - CO(г) + H2(г), ДH0 > 0

2(NO)Cl(г) + Br2(г) - 2(NO)Br(г) + Cl2(г), ДH0 > 0

СO(г) + 2H2(г) - CH3OH(г) + 3H2(г) , ДH0 < 0

N2O4(г) - 2NO2(г), ДH0 > 0

8H2S(г) + 8I2(г) - S8(г) + 16HI(г), ДH0 > 0

2CO(г) + O2(г) - 2CO2(г), ДH0 < 0.

Задача 3. В гомогенной системе CO + Cl2 - COCl2 равновесные концентрации реагирующих веществ: [CO] = 0.2 моль/л, [Cl2] = 0.3 моль/л, [COCl2] = 1.2 моль/л. Вычислите константу равновесия системы и исходные концентрации хлора и CO.

Задача 4. Для реакции 2А + В = А2В, протекающей в растворе, получены следующие данные зависимости скорости реакции от концентрации вещества А, при том что концентрация другого реагента оставалась постоянной:

СА, моль/л	0,2	0,4
Х Ч106, моль·л-1·с-1	1,43	3,85

Численное значение константы скорости данной реакции равно

1,2 Ч10-8 (размерность константы указать самостоятельно). Вычислить концентрацию вещества В в проведенных опытах (учесть возможную погрешность при экспериментальном определении скорости реакции).

Задача 5. Чему равна при 250С константа равновесия обратимой реакции, для которой значение ДG0 равно 5,714 кДж/ моль.

Вариант 7

Задача 1. Чему равен температурный коэффициент реакции, если при увеличении температуры на 50 оС скорость реакции возросла в 32 раза?

Задача 2. На основании принципа Ле Шателье определите, в каком направлении сместится равновесие в следующих системах при повышении температуры и постоянном давлении:

2NO(г) + O2(г) - 2NO2(г), ДH0 < 0

2SO3(г) - 2SO2(г) + O2(г) , ДH0 > 0

C(тв) + CO2(г) - 2СO(г), ДH0 > 0

2NH3(г) - N2(г) + 3H2(г) , ДH0 > 0

C(тв) + 2Cl2(г) - CСl4(г), ДH0 < 0

C(тв) + 2N2O(г) - СO2(г) + 2N2(г), ДH0 < 0.

Задача 3. Реакция идёт по уравнению N2 + O2 = 2NO. Концентрации исходных веществ до начала реакций были: [N2] = 0.049 моль/л, [O2] = 0.01 моль/л. Вычислите концентрацию этих веществ в момент, когда [NO] = 0.005 моль/л.

Задача 4. Для реакции А + В = 2D + Е, протекающей в газовой фазе, константа скорости равна 0,80 Ч10-8 л·моль-1·с-1. Для некоторого момента времени определена скорость реакции, равная 1,25 моль·л-1·с-1. Рассчитать концентрации реагирующих веществ для указанного момента времени, если известно, что они равны между собой.

Задача 5. Константа равновесия обратимой реакции А + В С + Д при данной температуре равна 2,5. В реакцию взяты эквивалентные массы веществ А и В. Может ли установиться равновесие при одинаковой концентрации всех четырёх реагирующих веществ?

Вариант 8

Задача 1. На сколько градусов следует понизить температуру в реакционной смеси для уменьшения скорости реакции в 27 раз, если температурный коэффициент этой реакции 3?

Задача 2. В гетерогенных химических системах при постоянных термодинамических параметрах установилось состояние равновесия. На основании закона действующих масс составьте выражения для константы равновесия.

TiO2(тв) + 2С(тв) + 2Cl2(тв) - TiCl4(г) + 2CO(г)

Mg3N2(тв) + 6H2O(г) - 3Mg(OH)2(тв) + 2NH3(г)

Si(тв) + 2H2O(г) - SiO2(тв) + 2H2(тв)

CS2(г) + 2Cl2(г) - CCl4(г) + 2S(тв)

2NO2(г) + 2S(тв) - N2(г) + 2SO2(г)

10NO(г) + P4(г) - 5N2(г) + P4O10(тв).

Задача 3. Рассчитайте значения (в моль/л) равновесных концентраций газообразных веществ для реакции

LiH(тв) + H2О(г) - LiOH(ж) + H2(г), Кс = 2.21,

протекающей при некоторой постоянной температуре, если в некоторый момент концентрации газообразных веществ составляли: [H2O] = 0.75 моль/л, [H2] = 0.15 моль/л

Задача 4. Гомогенная реакция между веществами А и В протекает по уравнению А + 2В > продукты . В начальный момент времени концентрация вещества А равна 1,8 моль/л, а концентрация вещества В равна 2,8 моль/л. Константа скорости реакции равна 0,12 (размерность константы указать самостоятельно). Вычислить скорость химической реакции в начальный момент и в тот момент, когда в реакцию вступит 35% вещества В.

Задача 5. Напишите выражение для константы равновесия гомогенной системы

СН4 + СО2 2СО + 2Н2.

Как следует изменить температуру и давление, чтобы повысить выход водорода? Реакция образования водорода эндотермическая.

Вариант 9

Задача 1. Во сколько раз увеличится скорость (константа скорости) химической реакции при повышении температуры на 40 оС, если температурный коэффициент реакции равен 2?

Задача 2. В гомогенных химических системах при постоянном давлении, объёме и температуре установилось состояние равновесия. На основании закона действующих масс составьте выражения для константы равновесия. По данным значениям Кс укажите, реагенты или продукты будут преобладать в равновесной смеси веществ.

4NH3 +5O2 - 4NO + 6H2O, Kc=0.008

2C2H6 + 7O2 - 4CO2 + 6H2O, Kc=145

6HF + N2 - 2NF3 + 3H2, Kc=1

2NH3 + 3Cl2 - N2 + 6HCl, Kc=106

2CH4 + 3O2 + 2NH3 - 2HCN + 6H2O, Kc=1

2H2S + 3O2 - 2SO2 + 2H2O, Kc=3Ч105.

Задача 3. Определите значения (в моль/л) равновесных концентраций газообразных веществ для реакции

Fe2O3(тв) +3СО(г) - 2Fe(тв) + 3CO2(г), Кс = 0.125,

протекающей при некоторой постоянной температуре, если в некоторый момент концентрации газообразных веществ составляли: [CO] = 0.5 моль/л, [CO2] = 0.1 моль/л

Задача 4. Гомогенная реакция проходит в растворе по уравнению

xA + yB > продукты. Установлено, что при увеличении в 3 раза концентрации вещества А скорость реакции возрастает в 3 раза, а при уменьшении в 2 раза концентрации реагента В скорость реакции уменьшается в 4 раза. С учетом представленных данных вычислить скорость реакции в моль·л-1·с-1 для момента, когда концентрации обоих исходных веществ равны 1,3 моль/л (константа скорости реакции равна 6,7Ч10-6; размерность константы указать самостоятельно).

Задача 5. В гомогенной газовой системе А + B - C + D равновесие установилось при концентрациях: [В] = 0.05 моль/л и [C] = 0.02 моль/л. Константа равновесия системы равна 0.04. Вычислите исходные концентрации веществ А и В.

Вариант 10

Задача 1. Предложите оптимальное изменение термодинамических параметров (температуры и давления) для увеличения выхода продуктов в системах:

SO3 (г) + NO(г) SO2 (г) + NO2 (г), H>0;

PCl5 (г) PCl3 (г) + Cl2 (г), H>0;

2CuO (тв) + СO2(г) + H2O(г) Cu2CO3(OH)2 (тв), H<0.

Задача 2. На основании принципа Ле Шателье определите, увеличится ли выход продуктов при одновременном повышении температуры и понижении давления:

С(тв) + H2O(г) - CO(г) + H2(г), ДH0 > 0

2(NO)Cl(г) + Br2(г) - 2(NO)Br(г) + Cl2(г), ДH0 > 0

СO(г) + 2H2(г) - CH3OH(г) + 3H2(г) , ДH0 < 0

N2O4(г) - 2NO2(г), ДH0 > 0

8H2S(г) + 8I2(г) - S8(г) + 16HI(г) , ДH0 > 0

2CO(г) + O2(г) - 2CO2(г), ДH0 < 0.

Задача 3. При некоторой температуре равновесие гомогенной газовой системы 2NO+O2-2NO2 установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [NO] = 0.2 моль/л, [O2] = 0.1 моль/л, [NO2] = 0.1 моль/л. Вычислить равновесную и исходную концентрацию азота.

Задача 4. Вычислить, как изменится скорость прямой реакции

2NO + Cl2 = 2NOCl при увеличении давления в 4 раза.

Задача 5. Реакция идёт по уравнению N2 + 3H3 = 2NH3. Концентрации участвующих в ней веществ были: [N2] = 0.80 моль/л, [H2] = 1.5 моль/л, [NH3] = 0.10 моль/л. Вычислите концентрацию водорода и аммиака, когда [N2] = 0.5 моль/л.

Вариант 11 Задача 1. Как повлияет понижение температуры и давления на равновесие следующих обратимых реакций:

COCl2 CO + Cl2, H>0;

N2O4 2NO2, H>0;

MgCO3 MgO2 + CO2, H<0;

Выразите константу равновесия. Задача 2. Предложите оптимальное изменение термодинамических параметров (температура, давление) для увеличения выхода продуктов в системах:

H2(г) + Br2(ж) - 2HBr(г), ДH0 < 0

N2(г) + 3H2(г) - 2NH3(г), ДH0 < 0

SO3(г) + NO(г) - SO2(г) + NO2(г) , ДH0 > 0

PCl5(г) - PCl3(г) + Сl2(г), ДH0 > 0

СO2(г) + 2SO3(г) - CS2(г) + 4O2(г) , ДH0 > 0

2CuO(тв) + CO2(г) + H2O(г) - Cu2CO3(OH)2(тв), ДH0 < 0.

Задача 3. Константа равновесия гомогенной газовой системы

CO + H2O - CO2 + H2

при некоторой температуре равна 1. Вычислите равновесные концентрации всех реагирующих веществ, если исходные концентрации: [CO]=0.10 моль/л, [H2O]=0.40 моль/л, [CO2]=0.016 моль/л, [H2]=0.016 моль/л.

Задача 4. Определить, во сколько раз следует увеличить давление, чтобы скорость образования NO2 по реакции 2NO + O2 = 2NO2 возросла в 1000 раз?

Задача 5. Реакция идёт по уравнению H2 + I2 = 2HI. Константа скорости этой реакции при некоторой температуре равна 0.16. Исходные концентрации реагирующих веществ: [H2] = 0.04 моль/л, [I2] = 0.05 моль/л. Вычислить начальную скорость реакции и её скорость, когда [H2] = 0.03 моль/л.

Вариант 12

Задача 1. В каком направлении будет смещаться равновесие с повышением температуры и давления для следующих обратимых реакций:

2NO + O2 2NO2, H<0;

3O2 2O3, H>0;

2H2O + O2 H2O2, H<0;

2CO + O2 2CO2, H<0;

Выразите константу равновесия.

Задача 2. На основании принципа Ле Шателье определите, увеличится ли выход продуктов при одновременном понижении температуры и давления:

С(тв) + O2(г) - CO2(г), ДH0 < 0

H2(г) + I2(г) - 2HI(г), ДH0 > 0

6HF(г) + N2(г) - 2NF3(г) + 3H2(г) , ДH0 > 0

2O3(г) - 3O2(г), ДH0 < 0

2CO(г) - 2C(тв) + O2(г) , ДH0 > 0

I2(г) + 5CO2(г) - I2O5(г) + 5CO(г), ДH0 > 0.

Задача 3. Вычислите константу равновесия для гомогенной газовой системы

CO + H2O - CO2 + H2,

если равновесные концентрации реагирующих веществ: [CO]=0.004 моль/л, [H2O]=0.064 моль/л, [CO2]=0.016 моль/л, [H2]=0.016 моль/л. Чему равны исходные концентрации воды и CO?

Задача 4. Во сколько раз увеличится скорость (константа скорости) химической реакции при повышении температуры на 40 °С, если температурный коэффициент реакции равен 2?

Задача 5. В гомогенной системе CO + Cl2 - COCl2 равновесные концентрации реагирующих веществ: [CO] = 0.2 моль/л, [Cl2] = 0.3 моль/л, [COCl2] = 1.2 моль/л. Вычислите константу равновесия системы и исходные концентрации хлора и CO.

Вариант 13

Задача 1. Как изменится скорость химической реакции

2Fe + 3 Cl2 = 2FeCl3,

если давление в системе увеличить в 6 раз? Выразите закон действия масс для данного уравнения. Задача 2. На основании принципа Ле Шателье определите, в каком направлении сместится равновесие в следующих системах при повышении давления и постоянной температуре:

2Fe(тв) + 3H2O(г) - Fe2O3(г) + 3H2(г)

С3H8(г) + 5O2(г) - 3СO2(г) + 4H2O(г)

СO2(г) + 2N2(г) - С(тв) + 2N2O(г)

CO(г) + Cl2(г) - СCl2O(г)

CH4(г) + 4S(тв) - СS2(г) + 2H2S(г)

N2H4(г) + O2(г) - N2(г) + 2H2O(г)

Задача 3. Константа скорости реакции разложения N2O, протекающей по уравнению

2N2O = 2N2 + O2,

равна 5Ч104. Начальная концентрация [N2O]=6 моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и её скорость, когда разложится 50% N2O.

Задача 4. Реакция протекает при 80 °С с некоторой скоростью. До какой температуры следует понизить температуру в реакционной смеси для уменьшения скорости реакции в 27 раз, если температурный коэффициент этой реакции равен 3?

Задача 5. В гомогенной системе А+2B-C равновесные концентрации реагирующих газов: [А] = 0.06 моль/л, [В] = 0.12 моль/л, [C] = 0.216 моль/л. Вычислите константу равновесия системы и исходные концентрации веществ А и В.

Вариант 14

Задача 1. Во сколько раз необходимо увеличить для реакции

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

концентрацию сероводорода или оксида серы (IV), чтобы в обоих случаях скорость реакции возросла в 9 раз?

Задача 2. На основании принципа Ле Шателье определите, в каком направлении сместится равновесие в следующих системах при повышении температуры и постоянном давлении:

2NO(г) + O2(г) - 2NO2(г), ДH0 < 0

2SO3(г) - 2SO2(г) + O2(г) , ДH0 > 0

C(тв) + CO2(г) - 2СO(г), ДH0 > 0

2NH3(г) - N2(г) + 3H2(г) , ДH0 > 0

C(тв) + 2Cl2(г) - CСl4(г), ДH0 < 0

C(тв) + 2N2O(г) - СO2(г) + 2N2(г), ДH0 < 0.

Задача 3. В гомогенной газовой системе А + B - C + D равновесие установилось при концентрациях: [В] = 0.05 моль/л и [C] = 0.02 моль/л. Константа равновесия системы равна 0.04. Вычислите исходные концентрации веществ А и В.

Задача 4. Чему равен температурный коэффициент реакции, если при увеличении температуры на 50 °С скорость реакции возросла в 32 раза?

Задача 5. Вычислите константу равновесия для гомогенной газовой системы

CO + H2O - CO2 + H2,

если равновесные концентрации реагирующих веществ: [CO]=0.004 моль/л, [H2O]=0.064 моль/л, [CO2]=0.016 моль/л, [H2]=0.016 моль/л. Чему равны исходные концентрации воды и CO?

Вариант 15

Задача 1. Напишите выражение константы равновесия для процесса:

Fe(тв) + H2O(г) = FeO (тв) + H2 (г).

Изменится ли состояние равновесия при: а) увеличении в системе количества железа; б) при изменении давления?

Задача 2. Предложите оптимальное изменение термодинамических параметров (температура, давление) для увеличения выхода продуктов в системах:

H2(г) + Br2(ж) - 2HBr(г), ДH0 < 0

N2(г) + 3H2(г) - 2NH3(г), ДH0 < 0

SO3(г) + NO(г) - SO2(г) + NO2(г) , ДH0 > 0

PCl5(г) - PCl3(г) + Сl2(г), ДH0 > 0

СO2(г) + 2SO3(г) - CS2(г) + 4O2(г) , ДH0 > 0

2CuO(тв) + CO2(г) + H2O(г) - Cu2CO3(OH)2(тв), ДH0 < 0.

Задача 3. В гомогенной системе А+2B-C равновесные концентрации реагирующих газов: [А] = 0.06 моль/л, [В] = 0.12 моль/л, [C] = 0.216 моль/л. Вычислите константу равновесия системы и исходные концентрации веществ А и В. Задача 4. Две реакции при температуре 298 К характеризуются одинаковыми константами скорости реакции. При повышении температуры до 328 К константа скорости второй реакции в восемь раз превосходит константу скорости первой реакции. Вычислить, в каком отношении находятся температурные коэффициенты этих двух реакций. Задача 5. Константа скорости реакции разложения N2O, протекающей по уравнению 2N2O = 2N2 + O2, равна 5Ч104. Начальная концентрация [N2O]=6 моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и её скорость, когда разложится 50% N2O.

5. Ионообменные реакции

Большая скорость многих химических реакций в растворах электролитов объясняется тем, что они протекают не между молекулами, а между ионами. Для выявления сущности химических реакций их удобнее записывать не в молекулярном, а в ионномолекулярном виде. Для простоты такие уравнения называют ионными. Выражение уравнений химических реакций в ионном виде позволяют решить, в каких случаях реакции идут только в одном направлении и когда они обратимы.

Разберем несколько типов химических реакций с точки зрения теории электролитической диссоциации и попытаемся установить закономерности их обратимости или необратимости.

Обратимые реакции

Если смешать растворы хлорида натрия NaCl и нитрата калия KNO3, то никаких изменений не произойдет. Хлорид натрия в водном растворе диссоциирует на ионы натрия и хлора, а нитрат калия - на ионы калия и нитрат ионы. Уравнение реакции, происходящей между этими веществами, в молекулярной форме:

NaCl + KNO3 = NaNO3 + KCl.

Образующиеся вещества хорошо растворимы в воде, являются сильными электролитами и поэтому в растворе находятся в виде ионов. В ионном виде эта реакция может быть изображена следующим образом:

Na+ + Cl + K+ + NO3 = Na+ + NO3 + K+ + Cl.

Из приведенного уравнения видно, что как в левой, так и в правой частях уравнения в растворе находятся одни и те же ионы: Na+, K+, NO3, Cl. Таким образом, реакция фактически не происходит. Если выпарить раствор досуха, то твердый остаток будет представлять собой смесь четырех солей: NaCl, KNO3, NaNO3, KCl. Преимущественное выделение той или иной соли зависти от их растворимости.

Необратимые реакции

Среди практически необратимых реакций можно выделить несколько типов.

Реакции двойного обмена с образованием малорастворимого вещества

При сливании растворов хлорида натрия и нитрата серебра выпадает белый осадок хлорида серебра (AgCl). В молекулярной форме уравнения стрелка вниз указывает на вещество, выпадающее в осадок:

NaCl + AgNO3 = NaNO3 + AgCl.

Запишем данное уравнение в ионном виде:

Na+ + Cl + Ag+ + NO3 = Na+ + NO3 + AgCl.

Из этого уравнения видно, что реакция NaCl и AgNO3 сводится к взаимодействию ионов Ag+ и Cl, так как все остальные ионы, присутствующие в растворе, не принимают участия в реакции. Таким образом, указанную реакцию можно выразить следующим уравнением:

Ag+ + Cl = AgCl.

Такая запись получила название краткого ионного уравнения. В нем записывают только те ионы, которые действительно принимают участие а реакции. Для написания ионных уравнений надо знать, растворимы ли в воде вещества, которые участвуют в реакции и образуются в результате реакции. Для решения этого необходимо пользоваться таблицей растворимости кислот, солей и оснований в воде. Целесообразно отметить, что все соли натрия и калия, а так же нитраты и большинство ацетатов хорошо растворимы в воде. Гидроксиды всех металлов главной подгруппы первой группы и металлов Ca, Sr, Ba и Ra второй группы главной подгруппы хорошо растворимы в воде. Гидроксиды всех остальных металлов в воде нерастворимы.

Таким образом, реакции, протекающие с образованием малорастворимых веществ, направлены только в одну сторону, т.е. протекают практически до конца.

Реакции с образованием газообразных малорастворимых веществ

Примером таких реакций может служить взаимодействие карбоната натрия с какойлибо сильной кислотой. Запишем уравнение этой реакции в молекулярной и ионной формах:

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2

2Na+ + CO32 + 2H+ + 2Cl = 2Na+ + 2Cl + H2O + CO2

CO32 + 2H+ = H2O + CO2.

Если эту реакцию проводить в открытом сосуде, то углекислый газ удаляется из сферы реакции и не может участвовать в обратном процессе. Поэтому практически данная реакция идет до конца.

Реакции с образованием малодиссоциирующих веществ

а) Реакции нейтрализации с образованием малодиссоциированной воды (КД(H2O) = 1,86 1016)

HCl + NaOH = NaCl + H2O

H+ + Cl + Na+ + OH = Na+ + Cl + H2O

H+ + OH = H2O.

б) Реакции с образованием малодиссоциирующих оснований (например, гидроксид аммония, КД(NH4OH) = 1,76 105)

NH4Cl + NaOH = NH4OH + NaCl

NH4+ + Cl + Na+ + OH = NH4OH + Na+ + Cl

NH4+ + OH = NH4OH.

в) Реакции с образованием малодиссоциированной уксусной кислоты (КД(CH3COOH) = 1,86 105)

2CH3COONa + H2SO4 = Na2SO4 + 2CH3COOH

2CH3COO + Na+ + 2H+ + SO42 = 2Na+ + SO42 + 2CH3COOH

CH3COO + H+ = CH3COOH.

Образующиеся малодиссоциированные соединения связывают ионы реагирующих веществ, поэтому растворы становятся слабыми проводниками электрического тока.

г) Реакции с образованием комплексных ионов

2KI + HgI2 = K2[HgI4]

2K+ + I + Hg2+ + 2I = 2K+ + [HgI4]2 Hg2+ + 4I = [HgI4]2.

6. Произведение растворимости

В насыщенном растворе малорастворимого электролита имеет место равновесие между веществом в растворе и тем же веществом в осадке. Если растворенное вещество - сильный электролит, например соль, то насыщенный раствор содержит ионы этой соли, находящиеся в равновесии с осадком, например:

CaCO3Ca2++CO32

в осадке в растворе

Произведение концентраций ионов малорастворимого электролита, содержащихся в его насыщенном растворе, является величиной постоянной при данной температуре. Эта величина называется произведением растворимости ПР:

ПР(СаСО3)=[Ca2+]*[CO32]

Если при диссоциации молекулы соли образуется два или более одинаковых иона, концентрации этих ионов в выражении произведения растворимости должны быть возведены в соответствующие степени, например:

ПР (Ca3(PO4)2)=[Ca2+]3*[PO43]2

Произведение растворимости характеризует растворимость твердого электролита при данной температуре. Из двух однотипных солей (например, СaCO3 и BaSO4) ,большей растворимостью обладает та соль, у которой больше значение произведения растворимости.

Если в растворе соли произведение концентраций ионов больше величины произведения растворимости соль выпадает в осадок:

[Ca2+]•[CO32]>ПР

Если в растворе соли произведение концентраций ионов меньше произведения растворимости - осадка не образуется.

[Ca2+]•[CO32]<ПР

Таким образом, в ненасыщенном растворе произведение концентраций ионов меньше произведения растворимости, в насыщенном растворе они равны, в пересыщенном растворе произведение концентраций ионов больше произведения растворимости. Можно ненасыщенный раствор какоголибо электролита сделать насыщенным и даже пересыщенным, если к нему прибавить сильный электролит с одноименным ионом.

Например, если к ненасыщенному раствору CaCO3 добавлять понемногу раствор NaCO3, то ионное произведение постепенно достигнет произведения растворимости и затем превысит его. Начнется выпадение осадка CaCO3. Растворимость труднорастворимого электролита понижается при введении в его раствор какоголибо сильного электролита с одноименным ионом.

Примеры решения задач

Пример 1. Произведение растворимости PbJ2 при комнатной температуре равно 1,4*108. Определить растворимость этой соли и концентрации каждого из ионов в насыщенном растворе.

Решение:

PbJ2 диссоциирует по уравнению

PbJ2Pb2++2J

Из каждой молекулы PbJ2 получается один ион Pb+ и два иона J. Обозначим молярную концентрацию насыщенного раствора PbJ2 через Х, тогда:

[PbJ2]=X; [Pb2+]=X; [J]=2X

В насыщенном растворе соли произведение концентраций ионов равно произведению растворимости:

[Pb2+]*[J]2=ПР

Подставим в это уравнение концентрации ионов, выраженные через Х и получим:

Х*(2Х)2=ПР

4*Х2=1,4*108

4*Х3=1,4*108

Х==1,5*103

Растворимость PbJ2 равна 1,5*103 моль/л; концентрации ионов [Pb2+]=1,5*103 моль/л, [J]=2*1,5*103=3*103 моль/л.

Пример 2. Растворимость Ag3PO4 в воде при 20 oС равна 0,0065 г/л. Рассчитайте величину произведения растворимости.

Решение:

Молярная масса Ag3PO4 равна М(Ag3PO4)=3*108+31+16*4=319 г/моль

Растворимость Ag3PO4:

=1,55*105 моль/л

При диссоциации Ag3PO4 образуется три иона Ag+ и один ион PO43.

Концентрации ионов будут:

[PO43]=1,55*105моль/л

[Ag+]=3*1,55*103=4,65*105 моль/л

Произведение растворимости равно произведению концентраций ионов в насыщенном растворе соли:

ПР=[Ag+]3*[PO43]=(4,65*105)3*1,55*105=155,8*1020=1,56*1018

Пример 3. Произведение растворимости MgS при 25 oС равно 2,0*1015. Образуется ли осадок MgS при смешивании равных объемов 0,004н Mg(NO3)2 и 0,0006н Na2S? Степень диссоциации этих электролитов считать равным единице.

Решение:

При смешивании равных объемов растворов объем смеси стал в 2 раза больше каждого из взятых растворов, а концентрация каждого из растворенных веществ уменьшилась вдвое, поэтому:

С(Mg(NO3)2)=0,002н

С(Na2S)=0,0003н

Для определения концентрации ионов Mg2+и S2 переведем нормальную концентрацию растворов в молярную:

С(Mg(NO3)2)=0,002н=0,001М

С(Na2S)=0,0003н=0,00015М

Концентрации ионов Mg2+и S2 будут равны:

С(Mg2+)=1*103 моль/л; С(S2)=1,5*104 моль/л

Определим произведение концентраций ионов Mg2+и S2 и сравним с произведением растворимости.

С(Mg2+)* С(S2)=103*1,5*104 =1,5*107

Это больше ПР, осадок MgS образуется.

Пример 4. Произведение растворимости BaSO4 при 25 oС равно 1,08*1010. Определить при этой температуре концентрацию ионов Ba2+ в насыщенном растворе BaSO4, содержащем Na2SO4 в количестве 0,01 моль/л. Степень диссоциации Na2SO4 равна 88%.

Решение:

Сульфат натрия - сильный электролит, в водном растворе почти полностью диссоциирует на ионы. Это приводит к тому, что в насыщенном растворе BaSO4 сильно возрастает концентрация ионов SO42 и уменьшается концентрация ионов Ba2+.

Сульфат натрия вводит в раствор ионы SO42 в количестве:

0,01*0,88=0,088 моль/л.

Добавление Na2SO4 смещает равновесие диссоциации влево, т.е. в сторону кристаллизацииBaSO4:

BaSO4 Ba2++ SO42

После смещения равновесия концентрация ионов Ba2+и SO42 стали иными, чем до добавления Na2SO4. Обозначим новые концентрации ионов Ba2+и SO42, образующиеся при диссоциации BaSO4 через Х моль/л.

Концентрация ионов SO42 будет (Х+0,0088) моль/л. Величина ПР остается постоянной. Получим:

ПР(BaSO4)=Х*(Х+0,0088)=1,08*1010

Х2+0,0088Х=1,08*1010

Т.к. величина Х2 очень мала, ею можно пренебречь

0,0088Х=1,08*1010

Х=0,12*107 моль/л

Концентрация ионов Ba2+ равна 0,12*107 моль/л.

7. Ионное произведение воды. Водородный показатель

В чистой воде незначительная часть молекул Н2О диссоциирована на ионы:

Н2ОН++ОН

Измерением электропроводности воды установлено, что при t=22 оС концентрация ионов Н+ и ОН в чистой воде составляет 107гион/л:

[Н+]=[ОН]= 107гион/л

Произведение концентраций ионов водорода и гидроксила воды называется ионным произведением воды и численно равно 1014. Ионное произведение воды - величина постоянная не только для воды, но и для разбавленных водных растворов любых веществ. Обозначим эту величину КH2O: КН2О=1014

1) В нейтральных растворах концентрация ионов водорода и гидроксила одинакова и равна 107гион/л:

[Н+]=[ОН]= 107 гион/л

2) В кислых растворах концентрация ионов водорода выше, чем ионов гидроксила:

[Н+]>[ОН]

3) В щелочных растворах концентрация ионов гидроксила выше, чем концентрация ионов водорода:

[Н+]<[ОН]

Но как бы ни менялись концентрации ионов водорода и гидроксила, их произведение остается постоянным и равным (при t=22 оC) 1014.

Поэтому, зная концентрацию одного из ионов воды, можно вычислить концентрацию другого иона. Пусть концентрация ионов водорода равна:

[Н+] =5*104 гион/л, тогда концентрация ионов гидроксила:

[ОН]===2*1011 гион/л или 2*1011 моль/л

Реакцию водного раствора принято количественно характеризовать концентрацией ионов водорода. Удобно вместо концентрации ионов водорода указывать взятый с обратным знаком показатель степени, в которую надо возвести число 10, чтобы получить числовое значение концентрации. Эта величина называется водородный показатель и обозначается рН.

Математически рН - это десятичный логарифм концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком:

рН=lg[H+]

1) В нейтральном растворе рН = 7;

2) В кислом растворе рН < 7;

3) В щелочном растворе рН > 7

Зная рН раствора, можно вычислить концентрации ионов Н+ и ОН. И, наоборот, по величине концентрации ионов Н+ и ОН можно вычислить рН раствора.

Примеры решения задач

Пример 1. Вычислить водородный показатель - рН водного раствора КОН, содержащегося в растворе с концентрацией 4,2*103 моль/л.

Решение:

Концентрация ионов ОН равна концентрации самой щелочи в растворе:

[OH] = 4,2 *103 гион/л

Определим концентрацию ионов Н+:

[Н+]===0,24 *1011гион/л

Водородный показатель раствора КОН равен: рН=lg[H+]=lg 0,24*1011=11,62.

Пример 2. Определить концентрацию ионов ОН в растворе, рН которого равен 3,28.

Решение:

рН= lg [H+]

lg[H+]=3,28

[H+]=5,25*104моль/л или 5,25 *104 гион/л

Концентрация ионов ОН:

[ОН]===0,19*1010 моль/л или 0,19*1010 гион/л

Пример 3 Определить рН 0,17н раствора СН3СООН, константа диссоциации которой равна 1,75*105.

Решение:

Константа и степень диссоциации слабого электролита связаны между собой законом разбавления Оствальда:

б====102

Определим концентрацию ионов водорода в растворе СН3 СООН:

[Н+]=С* б = 0,17*1*102= 0,17*102 моль/л или 0,17*102 гион/л

Водородный показатель СН3СООН:

рН=lg[H+]=lg 0,17*102=2,77

8. Гидролиз солей

Гидролизом называется взаимодействие соли с водой, в результате которого ионы водорода воды соединяются с анионами кислотного остатка соли, а ионы гидроксила - с катионом металла соли. При этом образуются кислоты (или кислая соль) и основание (основная соль). При составлении уравнений гидролиза необходимо определить какие ионы соли могут связывать ионы воды (Н+ или ОН) в слабодиссоциирующее соединение. Это могут быть либо ионы слабой кислоты, либо ионы слабого основания.

К сильным основаниям относятся щелочи (основания щелочных и щелочоземельных металлов): LiOH, NaOH, KOH, CsOH, FrOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ra(OH)2. Остальные основания - это слабые электролиты (NH4OH, Fe(OH)3, Cu(OH)2, Pb(OH)2, Zn(OH)2 и.т.д).

К сильным кислотам относятся HNO3, HCl, HBr, HJ, H2SO4, H2SeO4, HClO3, HCLO4, HMnO4, H2CrO4, H2Cr2O7. Остальные кислоты - это слабые электролиты (H2CO3, H2SO3, H2SiO3, H2S, HCN, CH3COOH, HNO2, H3PO4 и.т.д). Так как сильные кислоты и сильные основания полностью диссоциируют в растворе на ионы, то с ионами воды могут соединяться в слабодиссоциирующие соединения только ионы кислотных остатков слабых кислот и ионы металлов, образующих слабые основания. Эти слабые электролиты, связывая и удерживая ионы Н+ или ОН, нарушают равновесие между молекулами воды и ее ионами, обуславливая кислую или щелочную реакцию раствора соли. Поэтому гидролизу подвергаются те соли, в состав которых входят ионы слабого электролита, т.е. соли образованные:

1) слабой кислотой и сильным основанием (например, K2SiO3);

2) слабым основанием и сильной кислотой (например, CuSO4);

3) слабым основанием и слабой кислотой (например, СН3СООNН4).

Соли сильной кислоты и сильного основания гидролизу не подвергаются (например, KNO3).

Ионные уравнения реакций гидролиза составляются по тем же правилам, что и ионные уравнения обычных реакций обмена. Если соль образована многоосновной слабой кислотой или многокислотным слабым основанием, то гидролиз протекает ступенчато с образованием кислых и основных солей.

Примеры решения задач

Пример 1. Гидролиз сульфида калия K2S.

I ступень гидролиза: образуются слабодиссоциирующие ионы HS.

Молекулярная форма реакции:

K2S+H2O=KHS+KOH

Ионные уравнения:

Полная ионная форма:

2K++S2+H2O=K++HS+K++OH

Сокращенная ионная форма:

S2+H2O=HS+OH

Т.к. в результате гидролиза в растворе соли образуется избыток ионов ОН, то реакция раствора щелочная рН>7.

II ступень: образуется слабодиссоциирующие молекулы H2S.

Молекулярная форма реакции

KHS+H2O=H2S+KOH

Ионные уравнения

Полная ионная форма:

K++HS+H2О=H2S+K++OH

Сокращенная ионная форма:

HS+H2O=H2S+OH

Среда щелочная, рН>7.

Пример 2. Гидролиз сульфата меди CuSO4.

I ступень гидролиза: образуются слабодиссоциирующие ионы (СuOH)+.

Молекулярная форма реакции:

2CuSO4+2H2O=[CuOH]2SO4+H2SO4

Ионные уравнения

Полная ионная форма:

2Cu2++2SO42+2H2O=2(CuOH)++SO42+2H++SO42

Сокращенная ионная форма:

Cu2++H2O=(CuOH)++H+

Т.к. в результате гидролиза в растворе соли образуется избыток ионов Н+, то реакция раствора кислая рН<7.

II ступень гидролиза: образуется слабодиссоциирующие молекулы Сu(OH)2.

Молекулярная форма реакции

[CuOH]2SO4+2H2O=2Cu(OH)2+H2SO4

Ионные уравнения

Полная ионная форма:

2(CuOH)++SO42+2H2O= 2Cu(OH)2+2H++SO42

Сокращенная ионная форма:

(CuOH)++H2O=Cu(OH)2+H+

Среда кислая, рН<7.

Пример 3. Гидролиз ацетата свинца Pb(CH3COO)2.

I ступень гидролиза: образуются слабодиссоциирующие ионы (PbOH)+ и слабая кислота СН3СООН.

Молекулярная форма реакции:

Pb(CH3COO)2+H2O=Pb(OH)CH3COO+CH3COOH

Ионные уравнения

Полная ионная форма:

Pb2++2CH3COO+H2O=(PbOH)++CH3COO+CH3СOOH

Сокращенная ионная форма:

Pb2++CH3COO +H2O=(PbOH)++CH3COOH

При кипячении раствора гидролиз практически идет до конца, образуется осадок Pb(OH)2

II ступень гидролиза:

Pb(OH)CH3COO+H2O=Pb(OH)2+CH3COOH

Контрольное задание по разделам «Ионообменные реакции», «Произведение растворимости», «Ионное произведение воды. Водородный показатель», «Гидролиз солей»

Вариант 1

Задача 1. Определите рН 0,002 н раствора HNO3, считая диссоциацию полной.

Ответ: 2,7

Задача 2. Написать в ионной и молекулярной форме уравнения ионообменных реакций:

а) Pb(NO3)2 + KI; б) Na2S + H2SO4 ; в) HCl + Ba(OH)2.

Задача 3. В 500 мл воды при 18 оС растворяется 0.0166 г Ag2CrO4. Чему равно произведение растворимости этой соли?

Задача 4. Написать уравнения реакций гидролиза в молекулярном и ионном виде растворов солей: CoSO4, Li2SO3, Ba(NO2)2, MnI2.

Задача 5. ПР(Ag2CO3) равно 6,15*1012. Определить растворимость AgCO3 в воде.

Ответ:1,15*104 моль/л

Задача 6. Какое значение рН (> или< 7) имеют растворы солей MnCl2, Na2CО3, Ni(NO3)2? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

Вариант 2

Задача 1. Определите рН раствора, содержащего в литре 0,1 г NaOH считая диссоциацию его полной.

Ответ:11,4

Задача 2. Написать в ионной и молекулярной форме уравнения ионообменных реакций:

а) NiCl2 + H2S; б) FeS + HCl; в) HF + KOH.

Задача 3. Исходя из произведения растворимости карбоната кальция (ПР(CaCO3)=4.4109), найти его массу, содержащуюся в 100 мл его насыщенного раствора.

Задача 4. Написать уравнения реакций гидролиза в молекулярном и ионном виде растворов солей: NaBr, CdSO4, Hg(NO3)2, Ba(NO3)2.

Задача 5. В 3 л насыщенного при комнатной температуре раствора PbSO4 содержится 0,132 г соли. Вычислите ПР (PbSO4)

Ответ: 2,1*108моль/л

Задача 6. Какие из солей Al2(SO4)3, K2S, Pb(NO3)2, KCl подвергаются гидролизу? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей.

Вариант 3

Задача 1. Вычислите рН 0,01 н раствора СН3СООН, степень диссоциации которой равна в этом растворе 4,2%.

Ответ: 3,38

Задача 2. Написать в ионной и молекулярной форме уравнения ионообменных реакций:

а) K2CO3 + HCl; б) CH3COOK + HNO3; в) Fe(OH)3 + HNO3.

Задача 3. Найти массу серебра, находящегося в виде ионов в 1 л насыщенного раствора AgBr (ПР(AgBr)=51013).

Задача 4. Написать уравнения реакций гидролиза в молекулярном и ионном виде, указать рН растворов следующих солей: K3PO4, (NH4)2CO3, CH3COOK, BeCl2.

Задача 5. В 500 мл воды при 18 oС растворяется 0,0165 г Ag2CrO4. Чему равно произведение растворимости этой соли?

Ответ:4*1012

Задача 6. При смешивании растворов FeCl3 и NaCО3 происходит необратимый гидролиз соли, протекающий до конца. Составьте ионные и молекулярные уравнения происходящих процессов.

Вариант 4

Задача 1. Определите рН раствора, в литре которого содержится 0,0051 г гидроксильных ионов

Ответ:10,48

Задача 2. Написать в ионной и молекулярной форме уравнения ионообменных реакций:

а) CuSO4 + NaOH; б) NH4Cl + Ca(OH)2; в) CH3COOH + NH4OH.

Задача 3. Вычислить объём воды, необходимый для растворения при 25 оС 1 г BaSO4

(ПР=1.81010).

Задача 4. Указать, какие из перечисленных ниже солей подвергаются гидролизу: NaCN, KNO3, CaCl2, KClO. Для каждой из гидролизующихся солей написать в молекулярной и в ионной форме уравнения гидролиза по каждой ступени, указать реакцию водного раствора соли.

Задача 5. Растворимость CaCO3 при 18 oС равна 1,3 *104 моль/л. Вычислите произведение растворимости этой соли.

Ответ:1,7*108

Задача 6. Какие из солей NaClO4, Na2S, K2SiO3, CoCl2 подвергаются гидролизу? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

Вариант 5

Задача 1. Вычислите концентрацию водородных и гидроксильных ионов в растворе, рН которого равен 6,2

Ответ: 6,3*107; 1,6*108

Задача 2. Написать в ионной и молекулярной форме уравнения ионообменных реакций:

а) CaCO3 + HCl; б) NaClO + HNO3; в) HNO2 + NH4OH.

Задача 3. В каком объёме насыщенного раствора Ag2S содержится 1 мг растворённой соли (ПР=7.21050)?

Задача 4. В какой цвет будет окрашен лакмус в водных растворах KCN, FeCl3, Na2CO3? Ответ обосновать.

Задача 5. Концентрация ионов фтора в насыщенном при 18 oС растворе CaF2 равна 4*104 гион/л. Определите произведение растворимости CaF2.

Ответ:3,2*109

Задача 6. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза соли, раствор которой имеет: щелочную реакцию среды; кислую реакцию среды.

Вариант 6

Задача 1. Вычислите концентрацию ионов водорода и рН для 0,5 М раствора HCl, ионизированного на 85%.

Ответ: 0,425 моль/л; рН=0,37

Задача 2. Написать в ионной и молекулярной форме уравнения ионообменных реакций:

а) Na2SO3 + H2SO4; б) AlBr3 + AgNO3; в) H2S + NH4OH.

Задача 3. Во сколько раз растворимость (в моль/л) Fe(OH)2 (ПР=1015) в воде больше растворимости Fe(OH)3 (ПР=3.81038) при 25 оС.

Задача 4. Указать, какие из перечисленных ниже солей подвергаются гидролизу: Cr(NO3)3, K2CO3, Na3PO4, CuCl2. Для каждой из гидролизующихся солей написать в молекулярной и в ионной форме уравнения гидролиза по каждой ступени, указать реакцию водного раствора соли.

Задача 5. Произведение растворимости сернокислого серебра Ag2SO4 равно 7*105. Найдите растворимость соли и выразите ее в молях на литр и в граммах на литр.

Ответ:2,6*102моль/л; 8,1 г/литр

Задача 6. При смешивании растворов Al2(SO4)3 и Na2CО3 происходит необратимый гидролиз соли, протекающий до конца. Составьте ионные и молекулярное уравнение гидролиза.

Вариант 7

Задача 1. Как изменится рН чистой воды, если к литру ее прибавить 0,001 моль NaOH?

Ответ: увеличиться на 4

Задача 2. Подберите коэффициенты в молекулярных уравнениях обменных реакций:

а) SiO2 +K2CO3 = K4SiO4 + CO2;

б) Li3N + H2O = LiOH + NH3;

в) Ba(H2PO4)2 = Ba(PO3)2 + H2O;

г) диселенид углерода + гидроксид цезия = карбонат цезия + гидроксид цезия + вода.

Задача 3. Определить растворимость FeS (ПР= 3.41017).

Задача 4. Какие из перечисленных солей подвергаются гидролизу: NaCN, KNO3, KClO, NaNO2, CaCl2, NaClO4? Для каждой из гидролизуемых солей напишите уравнения гидролиза в ионномолекулярной форме и укажите реакцию водного раствора.

Задача 5. Произведение растворимости хлорида свинца равно 2,3*104. Образуется ли осадок PbCl2, если к 0,1н раствору Pb(NO3)2 прибавить равный объем 0,4 н раствора NaCl?

Ответ: Образуется

Задача 6. Какие из солей Na2SO4, FeCl3, K2SiO3, Cu(NO3)2 подвергаются гидролизу? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза.

Вариант 8

Задача 1. рН 0,08н раствора слабой одноосновной кислоты 2,4. Чему равна Кдисс этой кислоты?

Ответ: 2*104

Задача 2. Подберите коэффициенты в молекулярных уравнениях обменных реакций:

а) NH4VO3 = V2O5 + NH3 +H2O;

б) Cr2O3 + K2S2O7 = Cr2(SO4)3 + K2SO4;

в) ZnSO4 + KHCO3 = ZnCO3 + K2SO4 + K2CO3 + CO2 + H2O;

г) гексафторид теллура + вода = ортотеллуровая кислота + фтороводород.

Задача 3. Определить растворимость PbS (ПР= 8.71029).

Задача 4. Указать, какие из перечисленных ниже солей подвергаются гидролизу: ZnBr2, K2S, Fe2(SO4)3, MgSO4. Для каждой из гидролизующихся солей написать в молекулярной и в ионной форме уравнения гидролиза по каждой ступени, указать реакцию водного раствора соли.

Задача 5. ПР (CuCO3) при 25 oС равно 2,36*1010. определите концентрацию ионов Cu2+в насыщенном растворе CuCO3, содержащем K2CO3 в количестве 0,001 моль/л. Степень диссоциации K2CO3 равна 95%.

Ответ: 2,48*107моль/л

Задача 6. Какие из солей PbCl2, Cs2CО3, Pb(CH3COO)2, RbCl подвергаются гидролизу? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза.

Вариант 9

Задача 1. Определите рН раствора в 3 л которого содержится 0,81*103молей ионов ОН.

Ответ: 9,2

Задача 2. Подберите коэффициенты в молекулярных уравнениях обменных реакций:

а) Al2S3 + H2O = Al(OH)3 + H2S;

б) Na2HPO4 = Na4P2O7 +H2O;

в) (NH4)2SO4 + Ca(OH)2 = NH3 + CaSO4 +H2O;

г) пентаоксид дииода + вода = иодноватая кислота.

Задача 3. Следующие соли CaF2, RaSO4, PbC2O4 имеют значения произведений растворимости одного порядка (1011). Найти их растворимость (моль/л).

Задача 4. Какую реакцию дают растворы солей: Na2CO3, Na2S, NaCN, Na2SO3? Почему?

Задача 5. Произойдет ли осаждение сульфида кадмия, если к 1 л 0,1н Cd(NO3)2 прибавили такой же объем 0,01н Na2S, если степень диссоциации Cd(NO3)2 и Na2S соответственно равны 75% и 87%. Произведение растворимости CdS равно 7,1*1028.

Ответ: произойдет

Задача 6. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей: Na3PO4, ZnSO4, Pb(NO3)2. Какое значение рН (> или< 7) имеют растворы этих солей?

Вариант 10

Задача 1. Рассчитайте рН раствора, в 0,4 л которого содержится 0,39 моля NH3, если Кдисс NH4OH=1,77*105.

Ответ: 11,6

Задача 2. Подберите коэффициенты в молекулярных уравнениях обменных реакций:

а) Al2O3 + Na2CO3 = NaAlO2 + CO2;

б) Ba(H2PO4)2 = Ba(PO3)2 + H2O;

в) (NH4)6Mo7O24 = NH3 + MoO3 + H2O;

г) тетраборат натрия + серная кислота + вода = гидроксид бора + сульфат натрия.

Задача 3. Определить растворимость PbCl2 (ПР= 1.7105).

Задача 4. В какой цвет будет окрашен лакмус в водных растворах KCN, NH4Cl, K2SO3, NaNO3. Ответ обосновать.

Задача 5. Во сколько раз уменьшится концентрация ионов серебра в насыщенном растворе AgCl, если прибавить к нему столько соляной кислоты, чтобы концентрация НСl в растворе стала равной 0,03 моль/л? Произведение растворимости AgCl равно 1,2*1010.

...