Сравнение восстановительных свойств и способности галогеноводородных кислот к диссоциации

Размещено на http://www.allbest.ru/

МИНИСТЕРСТВО СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА РФ

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования

«Пермская государственная сельскохозяйственная академия имени академика Д.Н. Прянишникова»

Кафедра общей химии.

КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА

по дисциплине «химия»

выполнил:

Слободчиков А.В.

Проверил:

Быков Я.Н.

Пермь 2015

Номера задач: 3, 13, 25, 33, 43, 51, 63, 73, 88, 98, 118, 142, 165, 172.

а) На примере соединений…. охарактеризуйте химические свойства класса. Подтвердите уравнениями реакций.

№ задачи	Вещества
3	оксида алюминия, фосфорной кислоты, сульфата меди (II)

б) Напишите уравнения реакций получения средних, кислых и основных солей из кислот и оснований, указных в таблице в соответствии со своим вариантом. Дайте названия этим солям и представьте их графическое изображение. Рассчитайте значения эквивалентов кислот и оснований для написанных вами процессов.

№ задачи	Кислота, основание
3	H2SO4, Cr(OH)3

Решение

а) Оксид алюминия Al2O3, класс соединения ? оксид.

Химические свойства.

Оксид алюминия Al2O3 относится к амфотерным оксидам, поэтому в химическом отношении проявляет как кислотные, так и основные свойства: реагирует и с кислотами, и с сильными основаниями (щелочами). Оксид алюминия Al2O3 - твердое вещество и с водой непосредственно не взаимодействует.

Амфотерный оксид Al2O3, проявляя основные свойства, реагирует:

? с кислотами, образуя соль и воду

Al2O3 + 3Н2SO4 = Аl2(SO4)3 + 3Н2О

? с кислотными, образуя соль

Al2O3 + 3N2O5 = 2Аl(NO3)3

Амфотерный оксид Al2O3, проявляя кислотные свойства, взаимодействует со щелочами. При сплавлении со щелочами образуется соль и вода:

Al2O3 + 2NаОН (тв.) = 2NaAlO2 + H2О

При взаимодействии Al2O3 с водными растворами щелочей образуются комплексные соли:

Al2O3 + 2NаОН + 3Н2О = 2Na[Al(OH)4]

тетрагидроксоалюминат натрия

Амфотерный оксид Al2O3 реагирует с основными оксидами, образуя соответствующую соль:

Al2O3 + K2O = 2KАlO2

Фосфорная кислота Н3РО4, класс соединения ? кислота.

Химические свойства.

Фосфорная кислота относится к слабым трехосновным кислотам, в водном растворе диссоциирует в три ступени, уравнения диссоциации:

I ступень Н3РО4 H+ + Н2РО4?

II ступень Н2РО4? H+ + НРО42?

III ступень НРО42? H+ + РО43?

Так как при диссоциации фосфорной кислоты образуются ионы водорода, то реакция среды в водном растворе сернистой кислоты кислая (рН < 7) и её раствор изменяет окраску индикаторов (лакмуса - в красный цвет, метилового оранжевого - в розовый).

Фосфорная кислота реагирует с основаниями, основными и амфотерными оксидами, солями.

Уравнения реакций, характеризующие химические свойства фосфорной кислоты:

? взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации), в результате могут образовываться три ряда солей - средняя соль и две кислые, например:

Н3РО4 + 3KOH = К3РО4 + 3H2O

фосфат

калия

(средняя соль)

Н3РО4 + 2KOH = К2НРО4 + 2H2O

гидрофосфат

калия

(кислая соль)

Н3РО4 + KOH = КН2РО4 + H2O

дигидрофосфат

калия

(кислая соль)

? реагирует с основными и амфотерными оксидами, образуя соответствующие соли и воду

2Н3РО4 + 3MgO = Mg3(РО4)2v + 3H2O

2Н3РО4 + Al2O3 = 2AlPO4v + 3H2O

Реакция фосфорной кислоты с солью также возможна, если в результате образуется осадок или выделяется газ, например:

2Н3РО4 + 3Na2CO3 = 2Na3РО4 + 3CO2^ + 3H2O

Фосфорная кислота реагирует с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений металлов до водорода (стандартные электродные потенциалы таких металлов Е° < 0), в результате реакции образуются растворимые соли и выделяется водород:

2Н3РО4 + 3Mg = Mg3(РО4)2v + 3H2^

Н3РО4 + Сu ?

Сульфат меди (II) CuSO4, класс соединения ? соль.

Химические свойства.

Сульфат меди (II) - соль образованна катионом слабого двухкислотного основания Cu(OH)2 и анионом сильной двухосновной кислоты H2SO4. Следовательно, данная соль подвергается гидролизу, который протекает по катиону, в обычных условиях главным образом по первой ступени. Уравнения реакций гидролиза по первой ступени:

2CuSO4 + 2Н2О (CuОН)2SO4 + H2SO4

Cu2+ + Н2О CuОН+ + Н+

В водных растворах сульфат меди (II) вступает в реакции обмена с другими растворимыми солями в том случае, если одна из образующихся солей выпадает в осадок, например:

CuSO4 + Ba(NO3)2 = Cu(NO3)2 + BaSO4v

Cu2+ + SO42- + Ba2+ + 2NO3? = Cu2+ + 2NO3? + BaSO4v

Ba2+ + SO42- = BaSO4v

В водных растворах сульфат меди (II) реагирует с кислотами с образованием соли и воды. Взаимодействие с кислотами возможно в том случае если образуется труднорастворимая соль, газ или более слабая кислота, например:

CuSO4 + H2S = CuSv + H2SO4

Cu2+ + SO42- + H2S = CuSv + 2H+ + SO42-

Cu2+ + H2S = CuSv+ 2H+

Сульфат меди (II), как растворимая соль, взаимодействует со щелочами:

CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2v + Na2SO4

Cu2+ + SO42- + 2Na+ + 2OH? = Cu(OH)2v + 2Na+ + SO42-

Cu2+ + 2OH? = Cu(OH)2v

Сульфат меди (II) реагирует с более активными металлами, чем медь. При этом более активный металл вытесняет медь из раствора её соли, например:

CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4

б) При взаимодействии серной кислоты H2SO4 и амфотерного гидроксида хрома (III) Cr(OH)3 взятых в разных соотношениях могут образовываться следующие четыре соли.

1. Средняя соль Cr2(SO4)3 ? сульфат хрома (III), уравнение реакции образования соли:

3H2SO4 + 2Cr(OH)3 = Cr2(SO4)3 + 6Н2О

6H+ + 3SO42? + 2Cr(OH)3 = 2Cr3+ + 3SO42? + 6Н2О

6H+ + 2Cr(OH)3 = 2Cr3+ + 6Н2О

или 3H+ + Cr(OH)3 = Cr3+ + 3Н2О

Графическая формула сульфата хрома (III) Cr2(SO4)3:

Эквивалент вещества - это реальная или условная частица, которая в кислотно-основных реакциях присоединяет (или отдает) один ион Н+ или ОН-. Эквиваленты кислот и оснований для кислотно-основных реакций определяют по формулам:

;

.

В реакции образования средней соли в серной кислоте на атомы хрома замещаются два иона водорода, значит, эквивалент H2SO4, в рассматриваемой реакции равен:



В гидроксиде хрома (III) замещаются три гидроксильные группы, следовательно, значение эквивалента Cr(OH)3 равно:

2. Кислая соль Cr(HSO4)3 ? гидросульфат хрома (III), уравнение реакции образования соли:

3H2SO4 + Cr(OH)3 = Cr(HSO4)3 + 3Н2О

6H+ + 3SO42? + Cr(OH)3 = Cr3+ + 3HSO4? + 3Н2О

3H+ + Cr(OH)3 = Cr3+ + 3Н2О

Графическое изображение гидросульфата хрома (III) Cr(HSO4)3:

Рассчитываем значения эквивалентов серной кислоты и гидроксида хрома (III) в реакции образования кислой соли:

3. Основная соль CrOHSО4 ? гидроксосульфат хрома (III), уравнение реакции образования соли:

H2SO4 + Cr(OH)3 = CrOHSО4v + 2Н2О

2H+ + SO42? + Cr(OH)3 = CrOHSО4v + 2Н2О

Графическая формула гидроксосульфата хрома (III) CrOHSО4:

Вычисляем значения эквивалентов серной кислоты и гидроксида хрома (III) в реакции образования гидроксосульфата хрома (III):

4. Основная соль [Cr(OH)2]2SO4 ? дигидроксосульфат хрома (III), уравнение образования соли:

H2SO4 + 2Cr(OH)3 = [Cr(OH)2]2SO4v + 2Н2О

2H+ + SO42? + 2Cr(OH)3 = [Cr(OH)2]2SO4v + 2Н2О

Графическое изображение дигидроксосульфата хрома (III) [Cr(OH)2]2SO4:

Рассчитываем значения эквивалентов серной кислоты и гидроксида хрома (III) в реакции образования дигидроксосульфата хрома (III):

Сколько молей и молекул содержится в указанном в таблице количестве газообразного вещества? Какой объем занимает это количество газа в указанных условиях?

№ задания	Формула вещества	Количество вещества, г	t°, С	Давление, кПа
13	СО2	2,2	20	100

Решение

1. Находим молярную массу диоксида углерода:

М(СО2) = Мr(С) + 2•Мr(О) = 12 + 2•16 = 44 г/моль.

2. Вычисляем количество вещества диоксида углерода, содержащегося в 2,2 г:

;

0,05 моль.

3. Рассчитываем количество молекул диоксида углерода, содержащегося в 0,05 молях

N(СО2) = н(СО2)•NA,

где NA = 6,02•1023 (1/моль) - постоянная Авогадро.

N(СО2) = 0,05 моль•6,02•1023 (1/моль) = 3,01•1022 молекул СО2.

4. Объем, который занимает 2,2 г СО2 в заданных условиях определим по уравнению Клапейрона-Менделеева:

рV(СО2) = = н(СО2)•RT,

отсюда

V(СО2) = ,

где R = 8,31 Дж/(моль•К) - газовая постоянная;

Т - абсолютная температура, °К;

Т = t +273 = 20 + 273 = 293°К;

р - давление, Па; р = 100•103 Па.

Вычисляем объем, занимаемый 0,05 моль СО2 в указанных условиях

V(СО2) = = 1,217•10?3 м3 = 1,217 л.

Ответ: н(СО2) = 0,05 моль; N(СО2) = 3,01•1022 молекул СО2;

V(СО2) = 1,217•10?3 м3 = 1,217 л.

Напишите электронные формулы атомов указанных элементов. Укажите их возможные валентные состояния. Приведите формулы их оксидов, гидроксидов. Укажите их характер (кислотный, основной, амфотерный). Укажите также свойства водородных соединений (если они имеются).

№ задачи	Элементы
25	As, Se

Решение

Электронные формулы отображают распределение электронов в атоме по энергетическим уровням и подуровням. Число электронов в атоме элемента равно заряду его ядра, т.е. порядковому номеру в таблице Д.И. Менделеева.

Мышьяк As в периодической системе расположен в четвертом периоде, в главной подгруппе V группы, порядковый номер ? №33. Электронная формула атома мышьяка:

33As 1s22s22p63s23p63d104s24p3

Графическое распределение электронов в атоме мышьяка:

s

p

d

f

n = 4

^v

^

^

^

33As n = 3

^v

^v

^v

^v

^v

^v

^v

^v

^v

n = 2

^v

^v

^v

^v

n = 1

^v

У атома мышьяка на внешнем энергетическом уровне имеются свободные d-орбитали, что позволяет атому переходить в возбужденное состояние за счет разъединения (распаривания) электронной пары 4s-электронов и перехода одного из них на свободную 4d-орбиталь. Распределение валентных электронов на внешнем энергетическом уровне атома As в возбужденном состоянии:

33As* …4s14p34d1

	s	p	d
33As* п = 4	^	^	^	^	^

В основном состоянии у атома мышьяка три неспаренных электрона на 4р-подуровне, поэтому его валентность равна 3; в возбуждённом состоянии атом As содержит пять неспаренных (валентных) электронов, следовательно, в этом состоянии его валентность равна 5.

Оксиды и гидроксиды мышьяка:

оксид мышьяка (III) As2O3 - амфотерный оксид с преобладанием кислотных свойств;

оксид мышьяка (V) As2O5 - кислотный оксид;

гидроксид мышьяка (III) As(OH)3 - амфотерный гидроксид с преобладанием кислотных свойств, в свободном состоянии не выделен, в водном растворе ведет себя как слабая мышьяковистая кислота H3AsO3;

гидроксид мышьяка (V) - HAsO3 или H3AsO4 (мышьяковая кислота), проявляет кислотные свойства.

Мышьяк образует с водородом термически неустойчивое газообразное соединение - арсин (гидрид мышьяка) AsH3, в отличие от аммиака и фосфина, практически не обладает основными свойствами. Плохо растворим в воде и с ней не реагирует, является сильным восстановителем.

В периодической системе селен Se находится в четвертом периоде, в главной подгруппе VI группы, порядковый номер ? №34, заряд ядра +34, число электронов - 34. Электронная формула атома селена:

34Se 1s22s22p63s23p63d104s24p4

Графическое распределение электронов в атоме селена:

s

p

d

f

n = 4

^v

^v

^

^

34Se n = 3

^v

^v

^v

^v

^v

^v

^v

^v

^v

n = 2

^v

^v

^v

^v

n = 1

^v

Из графической схемы строения внешнего (валентного) энергетического уровня видно, что у атома селена есть два неспаренных (валентных) электрона на 4р-подуровне, за счет которых атом Se может образовывать две ковалентные связи, следовательно, валентность селена в основном (не возбужденном) состоянии равна 2.

Атом селена на внешнем энергетическом уровне имеет свободные 4d- орбитали, что позволяет электронам переходить в возбужденное состояние. Электроны с 4s- и 4р-подуровней атома селена, переходят на 4d-подуровень. У атома селена возможны два возбужденных состояния атома (Se*) со следующим распределением электронов по квантовым ячейкам:

34Se* …3s23p33d1

1.	s	p	d
34Se* n = 4	^v	^	^	^	^

34Se* …3s13p33d2

2.	s	p	d
34Se* n = 4	^	^	^	^	^	^

В возбужденном состоянии (1) атом селена имеет четыре неспаренных электрона на 4р- и 4d-подуровнях, поэтому его валентность равна 4. В возбужденном состоянии (2) у атома селена шесть неспаренных электронов, что отвечает валентности равной 6.

Формулы оксидов и гидроксидов селена:

оксид селена (IV) SeO2 - кислотный оксид;

оксид селена (VI) SeO3 - кислотный оксид;

гидроксид селена (IV) - селенистая кислота H2SeO3 - кислотный гидроксид;

гидроксид селена (VI) - селеновая кислота H2SeO4 - кислотный гидроксид.

Водородное соединение селена: газообразный селеноводород H2Se. В водном растворе H2Se проявляет слабые кислотные свойства.

Перечислите виды химических связей. Сравните их между собой по способу образования. Укажите характер связи (на основе графического изображения) между всеми атомами в молекулах, названия которых даны в таблице.

№ задачи	Формулы веществ
33	пероксид натрия, гидрокарбонат бария

Решение

Виды химической связи: ковалентная (полярная и неполярная), донорно-акцепторная, ионная, металлическая, водородная.

Ковалентная связь образуется в результате обобществления электронов (с образованием одной или нескольких общих электронных пар), которое происходит за счет перекрывания электронных облаков. В образовании ковалентной связи участвуют электронные облака двух атомов. Неполярная ковалентная связь возникает между атомами элементов, электроотрицательности которых одинаковы (обычно при взаимодействии атомов одного вида), т.е. в простых веществах. Связь образуется за счет обобществления электронов, принадлежащих обоим атомам до образования химической связи. Полярная ковалентная связь образуется между атомами элементов, значения электроотрицательностей отличаются, но не сильно, т.е. в сложных веществах между атомами неметаллов. Общая электронная пара расположена несимметрично относительно центров взаимодействующих атомов и смещена к более электроотрицательному атому.

Донорно-акцепторная связь также относится к ковалентной связи, но образуется за счет пары электронов одного атома ? донора, и свободной орбитали второго атома ? акцептора (донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи).

Ионная связь образуется между атомами с очень большой разностью электроотрицательностей (?чЭО > 1,7 по шкале Полинга), при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью. В результате образуются соединения с противоположно заряженными ионами: А* + *В = А+[:B?]. Между образовавшимися ионами возникает электростатическое взаимодействие, которое называется ионной связью. Ионную связь можно считать предельным случаем полярной ковалентной связи, она образуется между типичным металлом и неметаллом.

Металлическая связь возникает между атомами и катионами металлов в кристаллической решетке и обусловлена образованием валентными электронами всех атомов металла единого обобществленного подвижного электронного облака.

Водородная связь - это межмолекулярная химическая связь, которая образуется между атомом элемента с высокой электроотрицательностью (F, Cl, O, реже N, S) с атомом водорода. По способу образования водородная связь носит ионный и ковалентный характер. Ионный характер ? действие электростатических сил (между протоном атома водорода и отрицательно заряженным атомом соседней молекулы возникает электростатическое притяжение). Ковалентный характер ? образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму (перекрывание электронных облаков неподеленной электронной пары атома одной молекулы и орбитали водорода другой молекулы).

Записываем графическую формулу пероксида натрия Na2O2:

Na - O - O - Na

Характер химической связи между всеми атомами в молекуле пероксида натрия определим по разности электроотрицательностей между соответствующими атомами [Таблица 1, стр. 53; 3]:

для связи O ? Na: ?чO ? Na = 3,5 - 0,93 = 2,57;

для связи O ? О: ?чO ? О = 3,5 - 3,5 = 0.

Химическая связь O ? Na является ионной, так как значение разностей электроотрицательностей атомов большая (?ч > 1,7), общая электронная пара практически полностью смещена к более электроотрицательному атому кислорода:

Na+ > О?

Связь O ? О ковалентная неполярная, так как значение ?чO ? О = 0, общая электронная пара расположена симметрично относительно центров обоих атомов кислорода.

Графическое изображение гидрокарбоната бария Вa(HСO3)2:

Определяем разности электроотрицательностей между атомами в молекуле гидрокарбоната бария:

для связи О ? Вa: ?чО ? Вa = 3,5 - 0,9 = 2,6;

для связи О ? Н: ?чО ? Н = 3,5 - 2,1 = 1,4;

для связи О ? N: ?чО ? С = 3,5 - 2,6 = 0,9.

Химическая связь О ? Вa носит ионный характер, поскольку значение разностей электроотрицательностей атомов очень большая (?ч > 1,7), общая электронная пара практически полностью смещена к более электроотрицательному атому кислорода:

Вa+ > О?

Значение разности электроотрицательностей для связи О ? Н (?ч < 1,7) большое и она является ковалентной полярной общая электронная пара смещена к более отрицательному атому кислорода О < Н.

Связь О ? С (?ч < 1,7) ? ковалентная полярная, общая электронная пара смещена к более электроотрицательному атому кислорода О < С.

Дайте определения понятия «скорость реакции». Что такое «константа скорости»? Пользуясь законом действия масс, запишите выражения для скорости гомогенной реакции, протекающей в газовой фазе по указанной схеме. Определите, как изменится скорость реакции при увеличении давления в 2 раза? При увеличении концентрации угарного газа в 3 раза?

№ задачи	Схема реакции
43	2СО = 2С + О2

Решение

Скорость химической реакции ? это изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени. Для гомогенной химической реакции, протекающей при постоянном объеме:

, (моль/лс),

где ДС ? изменение концентрации реагирующих веществ, моль/л; t ? время реакции, с. Знак «плюс» относится к изменению концентрации вещества, образующегося в результате реакции (ДС > 0), знак «минус» - к изменению концентрации веществ, вступающих в реакцию (ДС < 0).

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентраций, температуры и присутствия катализатора.

Зависимость скорости химической реакции от концентрации определяется законом действующих масс: «скорость химической реакции пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, соответствующих коэффициентам для этих веществ в уравнении химической реакции». Если уравнение реакции имеет вид

аА (г) + bВ (г) = сС (г),

то для этой реакции выражение скорости определяется уравнением

х = k•[А]а•[В]b,

где х ? скорость реакции; a и b - стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции при веществах А и В; [A] и [B] - молярные концентрации реагирующих веществ A и B соответственно; k - коэффициент пропорциональности, называемы константой скорости реакции.

Константа скорости химической реакции не зависит от концентрации, но зависит от природы реагирующих веществ, температуры и катализатора.

Если произведение концентраций веществ А и В равно единице, то скорость реакции численно равна константе скорости. В этом состоит физический смысл константы скорости.

2СО(г) = 2С(графит) + О2(г)

В соответствии с законом действия масс выражение для скорости прямой реакции имеет вид:

х = k•[CO]2,

где k ? константа скорости прямой реакции;

[CO] ? концентрация угарного газа СО.

1) Увеличение давления в системе в 2 раза равноценно увеличению концентраций реагирующих веществ в 2 раза. Значит, после увеличения давления выражение для скорости прямой реакции примет вид:

х1 = k•(2•[CO])2 = 4•k•[CO]2.

Сравниваем выражения для скорости прямой реакции до изменения давления и после его изменения:

,

отсюда

х1 = 4•х.

Следовательно, после увеличения давления в два раза скорость прямой реакции возрастает в 4 раза.

2) Записываем выражение для скорости реакции после увеличения концентрации угарного газа в 3 раза:

х2 = k•(3•[CO])2 = 9•k•[CO]2.

Сравниваем выражения для скорости прямой реакции до изменения давления и после его изменения:

;

х2 = 9•х.

Таким образом, скорость прямой реакции при увеличении концентрации угарного газа в три раза увеличится в 9 раз.

Ответ: 1) при увеличении давления в 2 раза скорость прямой реакции возрастает в 4 раза; 2) при увеличении концентрации угарного газа в 3 раза скорость реакции увеличивается в 9 раз.

Какое состояние системы называется химическим равновесием? Что можно сказать о положении равновесия, зная величину константы равновесия? Найдите константу равновесия для данного процесса по величинам равновесных концентраций в таблице.

№ задачи	Процесс	Величины равновесных концентраций, моль/л
51	С + О2 = СО2	[О2] = 0,1; [СО2] = 0,5

Решение

Химическим равновесием называют такое состояние системы реагирующих веществ, при котором скорости прямой и обратной реакции равны.

Количественной характеристикой химического равновесия служит величина, называемая константой химического равновесия. Например, для системы:

mA + nB pC + qD

При химическом равновесии отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции, возведённых в степени, соответствующие их стехиометрическим коэффициентам, к такому же произведению равновесных концентраций исходных веществ при данной температуре есть величина постоянная, называемая константой химического равновесия (К).

Здесь [А], [В], [С], [D] - равновесные концентрации исходных веществ и продуктов реакции; m, n, p, q - стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

При постоянной температуре константа равновесия реакции является постоянной величиной, показывающей то соотношение между концентрациями продуктов реакции (числитель) исходных веществ (знаменатель), которое устанавливается при равновесии. Величина константы равновесия зависит от природы реагирующих веществ и от температуры.

Зная величину константы равновесия можно судить о положении равновесия системы. Если константа равновесия К = 1, то скорости прямой и обратной реакций практически равны, т. е. система находится в состоянии химического равновесия. Если величина К > 1, то преобладает прямая реакция и химическое равновесие сдвинуто вправо. При К < 1 идёт преимущественно обратная реакция и равновесие смещено влево (в сторону исходных веществ).

С(графит) + О2(г) = СО2(г)

Реакция является гетерогенной и протекает на границе раздела твердой и газообразной фазы. Концентрация твердой фазы - углерода (графита) является постоянной величиной, поэтому в выражение константы равновесия данной реакции входят только равновесные концентрации веществ, находящихся в газовой фазе. Выражение для константы равновесия для заданной гетерогенной системы имеет вид:

где К - константа равновесия реакции;

[О2], [СО2] - равновесные концентрации исходных веществ и продуктов реакции. По условию: [О2] = 0,1 моль/л; [СО2] = 0,5 моль/л.

Находим константу равновесия для заданного процесса:

Так как К > 1, то реакция протекает в прямом направлении (в сторону образования СО2).

Ответ: К = 5.

Что такое электролитическая диссоциация? Какие вещества относятся к электролитам? Сильные и слабые электролиты, приведите примеры. Количественные характеристики диссоциации слабых электролитов - степень диссоциации и константа диссоциации (КД).

а) Напишите молекулярные и ионные уравнения взаимодействия…

б) Составьте молекулярные уравнения, исходя из следующих ионных…

№ задачи	Вещества
63	а) карбоната аммония с хлоридом кальция; сульфата меди с сульфидом натрия; гидроксида бериллия с гидроксидом калия. б) Cr(OH)3 + 3OH? = CrO33? + 3H2O 3Ag+ + PO43? = Ag3PO4

Решение

Электролитической диссоциацией называется процесс распада ионных или полярных соединений (электролитов) на ионы под действием полярных молекул растворителя, а также при их расплавлении.

Электролитами называют вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. Переносчиками тока в растворах электролитов являются ионы, которые образуются в результате диссоциации растворенного вещества. К электролитам относятся неорганические кислоты, основания и соли. Многие вещества проявляют свойства электролитов в расплавленном состоянии.

По способности к электролитической диссоциации все вещества делятся на две группы: сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты - это вещества, которые практически полностью диссоциируют на ионы в водных растворах:

KCl > К+ + Сl?

К сильным электролитам, как правило, относятся вещества с сильнополярными или ионными связями: это большинство растворимых солей, сильные неорганические кислоты (HCl, HBr, HJ, HClO4, HNO3, H2SO4, H2SeO4, HMnO4 и др.), а также сильные основания (гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов KOH, NaOH, RbOH, Ba(OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). Слабые электролиты - это вещества, которые в водных растворах лишь частично (не полностью) диссоциируют на ионы. Они практически не проводят электрический ток, или проводят, но плохо. В растворах слабых электролитов устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами:

НСN Н+ + СN?

К слабым электролитам относятся: вода, пероксид водорода Н2О2, карбоновые кислоты (СН3СООН, C2H5COOH и др.), некоторые неорганические кислоты (HF, Н2СО3, H2S, H2SiO3, H2SO3, HNO2, HCN, HClO, H3PO4, H3BO3), органические основания, гидроксид аммония NH4OH, гидроксиды d-элементов (амфотерные гидроксиды Cu(OH)2, Al(OH)3, Fe(OH)3 и т.д.), некоторые соли, малорастворимые в воде (Ca3(PO4)2, Mg(CN)2 и др.).

Таким образом, принципиальное отличие двух типов электролитов заключается в необратимости диссоциации сильных электролитов и обратимости диссоциации слабых электролитов.

Количественной характеристикой способности электролита распадаться на ионы является степень диссоциации . Степенью диссоциации электролита называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу молекул электролита в растворе:

Степень диссоциации - безразмерная величина, ее выражают в долях единицы или в процентах. При полной диссоциации электролита на ионы б = 1 (100%). Степень диссоциации электролита в 0,1 н. растворе принимают в качестве критерия для отнесения электролита к группе сильных или слабых электролитов: для сильных электролитов > 0,3 (> 30%), для слабых электролитов ? 0,03 (б ? 3%). Иногда в отдельную группу выделяют электролиты средней силы (H3PO4, H2SO3, H2C2O4 и др.), их значения степени диссоциации находятся в интервале от 0,03 до 0,3.

Для количественной оценки силы слабых электролитов служит константа диссоциации Кд, которая характеризует способность данного электролита в среде данного растворителя распадаться на ионы. Чем больше величина Кд, тем сильнее диссоциирует слабый электролит и тем выше концентрация его ионов в растворе при равновесии.

В общем виде для процесса электролитической диссоциации, выражаемого уравнением:

AВ А+ + В?

математическое выражение константы диссоциации имеет вид:

Кд ,

где [АВ] ? равновесная концентрация недиссоциированных молекул АВ; [А+] и [В?] ? равновесные концентрации ионов А+ и В?.

Значение константы диссоциации Кд зависит от таких факторов, как природа электролита и растворителя, а также от температуры, но не зависит от концентрации раствора. Данное свойство константы диссоциации позволяет определять силу слабых электролитов, пользуясь табличными значениями Кд. Чем больше константа диссоциации кислоты (основания), тем сильнее кислота (основание).

Между константой диссоциации Кд и степенью диссоциации существует взаимосвязь, которую можно выразить математически. Для этого обозначим молярную концентрацию электролита, распадающегося на два иона, через С, а степень его диссоциации в данном растворе через б. Тогда концентрация каждого из образующихся ионов будет равна: [А+] = [В?] = С, а концентрация недиссоциированных молекул АВ в растворе составляет

[АВ] = С•(1 ? ).

Подставив эти обозначения в уравнение (1), получим:

Кд .

Данное уравнение является математическим выражением закона разбавления Оствальда, который устанавливает взаимосвязь между степенью диссоциации слабого электролита и константой диссоциации.

Для растворов слабых электролитов в не слишком разбавленных растворах степень диссоциации очень мала, а величина (1 ? ) ? 1. Поэтому для них закон разбавления Оствальда принимает вид:

.

а) Реакции обмена в растворах электролитов протекают в направлении связывания ионов, т.е. являются необратимыми, когда образуются слабые электролиты, труднорастворимые вещества и газообразные продукты.

Карбонат аммония и хлорид кальция.

Реакция взаимодействия карбоната аммония (NH4)2CO3 с хлоридом кальция CaCl2 протекает, так как в результате происходит связывание ионов с образованием осадка - СаСО3.

Уравнение реакции в молекулярной форме:

(NH4)2CO3 + CaCl2 = СаСО3v + 2NH4Cl

Уравнение реакции в полной ионной форме:

2NH4+ + CO32- + Ca2+ + 2Cl- = СаСО3v + 2NH4+ + 2Cl-

Исключив одинаковые ионы из обеих частей равенства (NH4+ и Cl-), получим уравнение реакции в сокращенной ионной форме:

Ca2+ + CO32- = СаСО3v

Сульфат меди и сульфид натрия.

Реакция взаимодействия сульфата меди CuSO4 с сульфидом натрия возможна, поскольку в ходе реакции образуется осадок - сульфид меди CuS.

Уравнения реакций взаимодействия в молекулярной и ионной формах:

CuSO4 + Na2S = CuSv + Na2SO4

Cu2+ + SO42- + 2Na+ + S2? = CuSv + 2Na+ + SO42-

Cu2+ + S2? = CuSv

Гидроксид бериллия и гидроксид калия.

Взаимодействие гидроксида бериллия Ве(ОН)2 с гидроксидом калия КОН возможно, так как происходит связывание ионов с образованием комплексного соединения ? К2[Ве(OH)4]:

Ве(OH)2 + 2КОН = К2[Ве(OH)4]

Ве(OH)2 + 2К+ + 2OH? = 2К+ + [Ве(OH)4]2?

Ве(OH)2 + 2OH- = [Ве(OH)4]2-

б) При составлении молекулярных уравнений для соответствующих ионно-молекулярных формулы слабых электролитов, осадков и газов пишут в ионных уравнениях в молекулярной форме. Следовательно, если в левой части ионно-молекулярных уравнений указаны свободные ионы, которые образуются при диссоциации растворимых сильных электролитов, то при составлении молекулярных уравнений следует исходить из соответствующих растворимых сильных электролитов.

Cr(OH)3 + 3OH? = CrO33? + 3H2O

Составляем молекулярное уравнение реакции:

Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3CrO3 + 3H2O

3Ag+ + PO43? = Ag3PO4v

Составляем молекулярное уравнение реакций:

3AgNO3 + K3PO4 = Ag3PO4v + 3KNO3

Что такое гидролиз? От каких факторов и как зависит глубина гидролиза? Представьте в молекулярном и ионном виде уравнения гидролиза (по первой ступени) солей, указанных в таблице. Укажите реакцию среды в растворах этих солей.

№ задачи	Соли
73	хлорид алюминия, карбонат калия, сульфат железа (II)

Решение

Гидролиз - это обменная реакция взаимодействия вещества с водой, при которой составные части вещества соединяются с составными частями воды. Гидролизу подвергаются соединения различных классов. Одним из важнейших случаев является гидролиз солей.

Гидролизом солей называется обменная реакция взаимодействия ионов растворенной в воде соли с ионами водорода Н+ или гидроксильными группами ОН? молекул воды, в результате которой образуется слабый электролит. фосфорный кислота электролитический диссоциация

Характер протекания гидролиза солей зависит от их природы. Известны соли четырех типов: образованные сильной кислотой и сильным основанием (например, NaCl, КNО3, ВаС12, Nа2SО4 и др.), сильной кислотой и слабым основанием (FeC13 и др.), слабой кислотой и сильным основанием (К2СО3 и др.), слабой кислотой и слабым основанием (СН3СООNH4 и др.). Соли первого типа в растворе не гидролизуются, для солей второго типа наблюдают гидролиз катиона, для третьего типа ? гидролиз аниона, для четвертого типа ? гидролиз и катиона, и аниона.

На глубину гидролиза, как на обратимый процесс, влияют следующие факторы: природа соли, концентрация раствора, температура, введение добавки посторонних веществ (кислот или оснований).

1) Природа соли.

Чем слабее основание или кислота, образующие соль, тем в большей степени подвергается гидролизу эта соль.

2) Влияние концентрации соли.

При разбавлении растворов солей, гидролизующихся по катиону или аниону, увеличивается число молекул воды, приходящийся на один гидролизующийся ион соли. Поэтому согласно принципу Ле Шателье равновесие смещается вправо, т.е. гидролиз усиливается.

3) Влияние температуры.

Гидролиз является эндотермической реакцией, поэтому согласно принципу Ле Шателье Согласно принципу Ле Шателье повышение температуры ведет к усилению гидролиза (так как равновесие смещается в сторону прямой реакции), а понижение температуры - к его ослаблению (равновесие смещается в направлении протекания обратной реакции).

4) Влияние добавки посторонних веществ (сильных кислот или оснований). В соответствии с принципом Ле Шателье добавление кислот и щелочей в растворы солей приводит к смещению равновесия реакции гидролиза. Добавление небольшого количества сильной кислоты, т.е. введение ионов Н+ в растворы солей, гидролизующихся по аниону и имеющих щелочную среду, смещает равновесие вправо (усиливает гидролиз), а небольшое количество основания, наоборот подавляет гидролиз (смещает равновесие влево). Например:

Добавление кислот и оснований в растворы солей, гидролизующихся по катиону и имеющих кислую среду, производит обратный эффект: кислоты смещают равновесие реакции влево (подавляют гидролиз), а добавление щелочи смещает равновесие вправо (усиливает гидролиз). Например:

Хлорид алюминия NH4Cl ? соль образована катионом слабого однокислотного основания (NH4OH) и анионом сильной кислоты (HCl). Гидролиз протекает по катиону.

Уравнение диссоциации соли:

NH4Cl NH4+ + Cl?

Уравнения реакций гидролиза:

? в сокращенной ионной форме

NH4+ + Н2О NH4ОН + Н+

? в полной ионной форме

NH4+ + Cl? + Н2О NH4ОН + H+ + Cl?

? в молекулярной форме

NH4Cl + Н2О NH4ОН + HCl

При гидролизе соли NH4Cl в растворе создается избыток ионов водорода H+, поэтому водный раствор соли имеет кислую среду (рН < 7).

Соль карбонат калия К2СО3 образована катионом сильного основания КОН и анионом слабой двухосновной кислоты Н2СО3. Соль гидролизуется по аниону, при обычных условиях главным образом по первой ступени.

Уравнение диссоциации соли на ионы:

К2СО3 2К+ + СО32?

Уравнения реакций гидролиза по первой ступени:

СО32? + H2O HСО3? + OH?

2К+ + СО32? + H2O 2К+ + HСО3? + OH?

К2СО3 + H2O КHСО3 + КOH

При гидролизе карбоната калия К2СО3 в растворе появляется избыток гидроксид-ионов ОН?, поэтому раствор соли имеет щелочную среду (рН > 7).

Сульфат железа (II) FeSO4 ? соль образована катионом слабого двухкислотного основания [Fe(OH)2] и анионом сильной двухосновной кислоты (H2SO4). Гидролиз протекает по катиону при обычных условиях главным образом по первой ступени.

Уравнение диссоциации соли:

FeSO4 Fe2+ + SO42?

Уравнения реакций гидролиза по первой ступени:

2Fe2+ + 2Н2О 2Fe(ОН)+ + 2Н+

2Fe2+ + 2SO42? + 2Н2О 2Fe(ОН)+ + 2H+ + 2SO42?

2FeSO4 + 2Н2О [Fe(ОН)]2SO4 + H2SO4

В результате гидролиза соли FeSO4 в растворе создается избыток ионов водорода H+, поэтому водный раствор соли имеет кислую среду (рН < 7).

Назовите комплексные соединения, укажите внешнюю и внутреннюю сферу, комплексообразователь, лиганды (адденды), найдите координационное число и степень окисления комплексообразователя, напишите уравнение диссоциации комплексных солей и выражения для констант нестойкости.

№ задачи	Формулы соединений
88	K3[Al(OH)6], [Cr(NH3)6]2(SO4)3

Решение

Координационное число комплексообразователя равно числу лигандов (аддендов), координированных вокруг него. Степень окисления атома в любом соединении находят, исходя из того, что сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю. Заряды нейтральных молекул (H2O, NH3) равны нулю. Заряды кислотных остатков определяют из формул соответствующих кислот.

Комплексное соединение K3[Al(OH)6], являясь сильным электролитом, в водном растворе необратимо диссоциирует на ионы внешней и внутренней сфер. Уравнение диссоциации K3[Al(OH)6] по первой ступени:

Формула соединения	K3[Al(OH)6]	[Cr(NH3)6]2(SO4)3
Название	гексагидроксоалюминат калия	сульфат гексаамминхрома (III)
Внешняя сфера	три катиона K+	три аниона SO42?
Внутренняя сфера (комплексный ион)	[Al(OH)6]3?	[Cr(NH3)6]3+
Комплексообразователь	Al3+	Cr3+
Лиганды (адденды)	шесть анионов ОН?	шесть молекул NH3
Координационное число	6	6
Степень окисления комплексообразователя	+1 х ?2+1 K3[Al(OH)6] 3•(+1) + 1•х + 6•(?2) + + 6•(+1) = 0 х = +3 (Al3+)	х ?3+1 +6?2 [Cr(NH3)6]2(SO4)3 2•х + 12•(?3) + 36•(+1) + + 3•(+6) + 12•(?2) = 0 х = +3 (Cr3+)

K3[Al(OH)6] > 3 К+ + [Al(OH)6]3?

По второй ступени комплексный ион, как слабый электролит, диссоциирует обратимо и в незначительной степени с образованием ионов комплексообразователя и лигандов (ионов или молекул). Уравнение диссоциации комплексного иона по второй ступени:

[Al(OH)6]3? Al3+ + 6 OH?

Константа нестойкости (КН) комплексного иона равна отношению произведения равновесных концентраций ионов комплексообразователя и лигандов к концентрации комплексного иона. Выражение для константы нестойкости рассматриваемого комплексного иона:

КН = .

Уравнение диссоциации комплексной соли [Cr(NH3)6]2(SO4)3 по первой ступени:

[Cr(NH3)6]2(SO4)3 > 2 [Cr(NH3)6]3+ + 3 SO42?

Уравнение диссоциации комплексного иона по второй ступени:

[Cr(NH3)6]3+ Cr3+ + 6 NH3

Записываем выражение для константы нестойкости комплексного иона:

КН = .

Как изменяется восстановительная способность металлов и окислительная сила их ионов в периодах и группах периодической системы? Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций на основе схемы передачи электронов:

MnO2 + KClO3 + KOH > K2MnO4 + KCl + H2O

PH3 + O2 > Р2О5 + Н2О

В периодах слева направо восстановительная способность металлов уменьшается, а окислительная сила их ионов возрастает.

В группах сверху вниз восстановительная способность металлов увеличивается, а окислительная сила их ионов уменьшается.

MnO2 + KClO3 + KOH > K2MnO4 + KCl + H2O

Составляем методом электронного баланса электронные уравнения и определяем коэффициенты при восстановителе и окислителе:

Mn+4 ? 2з = Mn+6 6 3 восстановитель, процесс окисления

Cl+5 + 6з = Cl?1 2 1 окислитель, процесс восстановления

Общее число принятых и отданных электронов должно быть одинаково. Здесь общее наименьшее кратное равно 6. Разделив это число на 2, получаем коэффициент 3 для восстановителя и продукта его окисления. При делении 6 на 6 получаем коэффициент 1 для окислителя и продукта его восстановления. Подставляем найденные коэффициенты в схему реакции:

3MnO2 + KClO3 + KOH > 3K2MnO4 + KCl + H2O

Подбираем коэффициенты перед гидроксидом калия и водой, т.е. уравниваем в обеих частях уравнения число атомов элементов, не изменяющих степени окисления, в следующей последовательности: число атомов калия, кислорода и водорода. Окончательно получаем:

3MnO2 + KClO3 + 6KOH = 3K2MnO4 + KCl + 3H2O

PH3 + O2 > Р2О5 + Н2О

Составляем схему электронного баланса реакции:

2P?3 ? 16з = 2Р+5 4 1 восстановитель, процесс окисления

O20 + 4з = 2О?2 16 4 окислитель, процесс восстановления

Подставляем найденные коэффициенты в схему реакции, получаем:

2PH3 + 4O2 = Р2О5 + 3Н2О

Как из аммонийно-алюминиевых квасцов получить гидроксид алюминия, алюминат калия? Какие соединения алюминия входят в состав почв? В чем особенности их кристаллической решетки? Сколько литров аммиака можно получить из 15 г квасцов?

Решение

NH4Al(SO4)2•12Н2О - аммонийно-алюминиевые квасцы.

Уравнение реакции получения из алюмоаммониевых квасцов гидроксида алюминия:

NH4Al(SO4)2•12Н2О + 3NaOH = Al(OH)3v + NH4NaSO4 + Na2SO4 + 12Н2О

Уравнение реакции получения из алюмоаммониевых квасцов алюмината калия (тетрагидроксоалюмината калия) К[Al(OH)4]:

NH4Al(SO4)2•12Н2О + 4KOH = K[Al(OH)4] + NH4КSO4 + K2SO4 + 12Н2О

Соединения алюминия в почвах очень разнообразны ? это оксиды Al2O3 и гидроксиды алюминия Al(OH)3, содержащие алюминий минералы-соли; простые и комплексные соединения алюминия с органическими веществами и алюмосиликаты.

Оксид алюминия Al2O3 встречается в виде корунда. Корунд имеет серую с синеватым или желтоватым оттенком окраску, но примеси Сr, Мn, Fе, Тi придают ему интенсивную красную, синюю или черную окраску. Окрашенные разновидности корунда относятся к числу известных драгоценных камней: сапфир, рубин, топаз и т. п.

Чаще всего в почвах встречается гиббсит (или гидраргиллит) ? Al(OH)3, кристаллическая решетка которого построена из слоев алюмогидроксильных октаэдров (рис. 1). В вершинах таких октаэдров находятся гидроксильные ОН? и (или) ионы кислорода, а в центре катионы алюминия (рис. 2). Такие октаэдры называют гиббситовыми, они имеют формулу [Al(OH)6]3?.

Рис. 1. Схема кристаллической структуры гиббсита: 1 ? ОН?, расположенные ниже плоскости чертежа; 2 ? ОН?, расположенные выше плоскости чертежа; 3 ? алюминий Al

Рис. 2. Схематическое изображение отдельного гиббситового октаэдра (а) и октаэдрической сетки (б): 1 ? гидроксил ОН?; 2 ? алюминий Al

Формулу гиббсита иногда формально записывают в виде А12О3*3Н2О. Гидроксид алюминия может находиться в почвах как в окристаллизованном, так и в аморфном состоянии. Свежеосажденный Al(OH)3 не обнаруживает признаков кристаллического строения. В почвах и породах гиббсит образует шестиугольно-таблитчатые кристаллы правильной или неправильной формы, друзы, а также натечные формы и конкреции.

Вместе с гиббситом или независимо от него встречается бёмит ? г-АlOОН и диаспор б-АlООН (или НАlО2). Формулы бёмита и диаспора также формально изображают в виде Аl2О3*Н2О.

В природной обстановке в некоторых условиях образуются и накапливаются минералы-соли, содержащие алюминий (карбонаты, сульфаты, нитраты, хлориды, фосфаты, силикаты). В почвенной среде такие соединения алюминия за небольшим исключением неустойчивы.

При испарении природных водных растворов образуются квасцы КАl(SО4)2*12Н2О. В кислых породах при воздействии сернистых газов образуется и накапливается квасцовый камень алунит КАl3(SО4)2(ОН)6. В пегматитах и гнейсах встречается криолит Na3АlF6. Квасцы хорошо растворимы в воде, криолит хотя и слабо, но все же растворим, и поэтому, попадая в почву, такие минералы очень быстро трансформируются, переходя главным образом в различные гидроксиды.

В крупных гранулометрических фракциях почвы алюминий представлен различными ортосиликатами и полисиликатами. Для почв характерны мусковит, эпидот, микроклин, ортоклаз; плагиоклазы ? альбит, анортит и промежуточные формы.

Преобладающая часть алюминия в большинстве почв представлена алюмосиликатами, которые являются наиболее устойчивыми соединениями и входят в состав глин и носят название глинных. Алюмосиликаты, являясь частью почв, определяют очень важные для развития растений почвенные свойства (поглотительная и обменная способность, кислотность, буферность, водоудерживающая способность и др.). Из большого числа глинных минералов, для почв наибольшее значение имеют группы: каолинита, мантмориллонита и гидрослюд.

К минералам группы каолинита относятся: каолинит Al4(ОН)8[Si4O10] - имеет кристаллы вытянутой формы; диккит, накрит - та же химическая формула, но у первого кристаллы в виде тонких листочков, второй является крупнокристаллической модификацией каолинита; галлуазит Al4(ОН)8[Si4O10]*4Н2О - гидратированная разновидность каолинита. В почвах наиболее широко распространены каолинит и галлуазит.

В кристаллохимической формуле минералов на первом месте стоит Al, расположенный в центре октаэдра, на втором месте гидроксильные группы, формирующие вершины октаэдров, а выражение, заключённое в квадратные скобки, соответствует химическому составу тетраэдрической сетки.

Минералы группы каолинита имеют двухслойную кристаллическую решетку, которая состоит из двух слоев: слоя кремнекислородных тетраэдров и слоя алюмо-кислородно-гидроксильных октаэдров (рис. 3). В кремнекислородном слое вершины тетраэдров повернуты в одну сторону и являются «кислородными мостиками», связывающими тетраэдрический и октаэдрический слои: О2? одновременно связан с атомами Si4+ и Al3+.

Рис. 3. Схема кристаллической структуры каолинитового слоя: 1 - кислород; 2 ? гидроксилы ОН?; 3 ? алюминий Al; 4 - кремний Si

Тетраэдрическая и октаэдрические сетки в пакете сочленяются друг с другом через общие вершины, в которых находятся ионы кислорода, таким образом, что ионы Si не расположены непосредственно над или под ионами Al. Это позволяет избежать сил отталкивания между одноимённо заряженными поливалентными катионами. Гидроксильные группы принимают участие в формировании водородных связей между двухслойными пакетами.

В целом, элементарная ячейка каолинита электронейтральна. При разламывании пакетов боковые поверхности кристаллов имеют ненасыщенные валентности, что может вызывать адсорбцию ионов из окружающего раствора. Расстояние между пакетами каолинита равна 7,14 ? и не изменяется. Он не впитывает воду в межпакетные пространства и поэтому не набухает.

Монтмориллонит состоит из трехслойных пакетов. В кристаллической решетке присутствуют две тетраэдрические сетки, обращенные вершинами друг к другу, между которыми находится октаэдрический слой. Сочленение тетраэдрической и октаэдрической сеток осуществляется через общие вершины тетраэдров и октаэдров, в которых находится кислород (рис. 4). Межпакетные расстояния монтмориллонита изменяются от 9,4 до 21,4 ? и варьируют в зависимости от количества поглощенной воды. Способность монтмориллонита к набуханию значительна.

Рис. 4. Схематическое изображение кристаллической структуры монтмориллонита: 1 - кислород; 2 ? гидроксилы ОН?; 3 ? алюминий Al; 4 - кремний Si, иногда алюминия

Структура монтмориллонита отвечает химической формуле Al4Si8O20(OH)4*nН2О. В этой формуле nН2О ? вода, разделяющая пакеты. Кристаллическая решетка электрически нейтральна и содержит по 44 положительных и отрицательных заряда. Минералам группы монтмориллонита характерны разнообразные изоморфные замещения: Si в тетраэдрических слоях может быть частично замещен на Al3+. Например, у минерала бейделлита в отличие от монтмориллонита один из четырех ионов Si4+ тетраэдрического слоя замещен Al3+, появившийся избыточный отрицательный заряд компенсируется ионом гидроксила Al3Si3O9(OH)3*nH2O.

К группе гидрослюд относятся: гидромусковит (иллит) KAl6Si4O10(OH)2*nH2О, гидробиотит K(Mg,Fe)3[Al4Si4O10](OH)2*nH2О и другие гидротизированные слюды.

Кристаллическая решетка гидромусковита (иллита) построена так же, как и у монтмориллонита, т.е. состоит из состоит трехслойных пакетов, в которых на один октаэдрический слой приходятся два тетраэдрических, обращенных вершинами навстречу друг другу. Разница состоит в том, что в тетраэдрах часть Si4+ (до 1/4) замещена Al3+. При этом образовавшийся отрицательный электрический заряд компенсируется ионом К+, который прочно связывает пакеты между собой. Поэтому межпакетная вода в иллите отсутствует.

Дано: т(NH4Al(SO4)2•12Н2О) = 15 г	Решение 1. Находим количество вещества квасцов, взятого для получения аммиака:
Найти: V(NH3) ? ?

н(NH4Al(SO4)2•12Н2О),

где М(NH4Al(SO4)2•12Н2О) = 453 г/моль - молярная масса аммонийно-алюминиевых квасцов.

н(NH4Al(SO4)2•12Н2О) 0,033 моль.

2. Запишем уравнения реакций получения аммиака из аммонийно-алюминиевых квасцов:

NH4Al(SO4)2•12Н2О + 2Ba(OH)2 = Al(OH)3v + 2BaSO4 + NH4OH + 12Н2О

NH4OH = NH3^ + Н2О

3. Из уравнений реакций следует, что количество вещества аммиака составляет:

н(NH3) = н(NH4OН) = н(NH4Al(SO4)2•12Н2О) = 0,033 моль.

4. Рассчитываем объем аммиака (при нормальных условиях), который можно получить из 15 г квасцов:

V(NH3) = н(NH3)*Vт,

где Vт = 22,4 л/моль - молярный объем газа при нормальных условиях.

V(NH3) = 0,033 моль*22,4 л/моль = 0,74 л.

Ответ: V(NH3) = 0,74 л.

Сравните восстановительные свойства и способность галогеноводородных кислот к диссоциации.

Сколько молей и литров хлористого водорода образуется при взаимодействии 33,6 л хлора с водородом. Условия нормальные.

Решение

Галогенводородные кислоты (кроме HF) проявляют восстановительные свойства. Так как размер атома увеличивается от хлора к йоду, а энергия ионизации (сродство к электрону) уменьшается от хлора к йоду, то восстановительные свойства увеличиваются в ряду галогеноводородных кислот от HCl к HI:

усиление восстановительных свойств

Например, соляная кислота HCl с концентрированной серной кислотой не взаимодействуют, а HBr и HI окисляются H2SO2:

HCl + H2SO4(конц) ?

2HBr + H2SO4(конц) = Br2 + SO2 + 2H2O

8HI + H2SO4(конц) = 4I2 + H2S + 4H2O

Молекулы галогеноводородов - полярные молекулы, поэтому все они хорошо растворяются в воде, образуя кислоты с общей формулой НГ. В водном растворе галогеноводородные кислоты диссоциируют по схеме:

НГ Н+ + Г ?,

где Г = F, Cl, Br, I.

Для HF это равновесие смещено влево, фтороводородная кислота (плавиковая) относится к слабым кислотам (КД = 6,7•10?4), в растворе она диссоциирует только на 9%, что связано с высокой энергией связи H?F по сравнению с энергией связи H?О в молекуле воды. Степень диссоциации остальных галогеноводородных кислот возрастает от HCl к HI, т.е. для них равновесие реакции диссоциации практически полностью смещено вправо:

Дано: V(Cl2) = 33,6 л (н.у.)	Решение 1. Определяем количество вещества хлора, взятого для получения хлористого водорода: н(Cl2),
Найти: н(HCl) ? ? V(HCl) ? ?

увеличение способности к диссоциации возрастание силы кислоты (кислотных свойств)

Водные растворы HCl, HBr и HI являются сильными кислотами.

...