Константы диссоциации некоторых слабых кислот и оснований 9 страница

рОН = -lg[OH^-] = -lg1,09×10^-7 = 6,96;

рH = 14 – рОН = 7,04.

Пример 27. Произойдет ли осаждение малорастворимого AgNO₂ (L = 1,6×10^-4) по реакции AgNO₃ + KNO₂ ® AgNO₂ + KNO₃ при смешивании равных объемов растворов AgNO₃ и KNO₂ (концентрация растворов 0,02 М)?

Решение. Для образования осадка AgNO₂ должно выполняться условие [Ag⁺][NO₂^-] ≥ L. Проверим, выполняется ли это условие. После смешивания равных объемов растворов AgNO₃ и KNO₂ общий объем раствора будет в 2 раза больше каждого из исходных, и концентрации AgNO₃ и KNO₂ соответственно уменьшатся в 2 раза, т.е. будут равны 0,01 моль/л. Так как [Ag⁺][NO₂^-] = 0,01×0,01 = 1×10^-4 < L, осадок не образуется.

Задание XVI. Вычислить растворимость предложенного соединения в воде при температуре 25 °С и в присутствии электролита с одноименным ионом (табл.4.9).

 

Таблица 4.9

 

Номер задачи	Твердая фаза	Электролит	Концентрация раствора
	AgBr	AgNO3	0,01 г/л
	Ag2SO4	K2SO4	0,01 М
	PbI2	KI	0,05 н.
	CaCO3	Na2CO3	0,005 н.
	BaCrO4	K2CrO4	0,001 М
	BaSO4	BaCl2	0,001 г/л
	Ag2CO3	Na2CO3	0,1 %
	CaSO4	K2SO4	0,02 %
	PbBr2	KBr	0,003 н.
	PbSO4	Pb(NO3)2	0,005 М.
	ZnS	ZnCl2	0,09 г/л
	Hg2SO4	Na2SO4	0,001 г/л
	PbCO3	K2CO3	0,02 г/л
	BaSO3	Na2SO3	0,028 М
	AgIO3	KIO3	0,009 н.
	CaHPO4	CaCl2	0,01 г/л
	CuI	KI	0,01 М
	TlI	NaI	0,05 н.
	Hg2I2	Hg2(NO3)2	0,005 н.
	Ag2S	AgNO3	0,001 М
	TlBr	NaBr	0,001 г/л
	BaSO3	Na2SO3	0,003 н.
	Ag3PO4	AgNO3	0,005 М.
	PbS	Pb(NO3)2	0,09 г/л
	CaF2	NaF	0,001 г/л
	LaF3	NaF	0,02 г/л
	Ca3(PO4)2	CaCl2	0,028 М
	Na3AlF6	NaCl	0,1 %
	AgBrO3	NaBrO3	0,02 %
	AgCl	KCl	0,003 н.
	AgI	KI	0,005 М.
	Ag2CrO4	AgNO3	0,09 г/л

 

Окончание табл.4.9

Номер задачи	Твердая фаза	Электролит	Концентрация раствора
	CdCO3	Cd(NO3)2	0,001 г/л
	CuCl	KCl	0,02 г/л
	Hg2Br2	KBr	0,028 М
	Hg2Cl2	KCl	0,009 н.
	PbCl2	KCl	0,01 г/л
	TlCl	KCl	0,01 М
	Ba3(AsO4)2	Ba(NO3)2	0,05 н.
	Ba3(PO4)2	K3PO4	0,005 н.
	Bi2(C2O4)3	Bi(NO3)3	0,001 М
	Li3PO4	K3PO4	0,001 г/л
	In4[Fe(CN)6]3	K4[Fe(CN)6]	0,003 н.
	Na2BeF4	NaNO3	0,01 г/л
	K2SiF6	KNO3	0,01 М
	Hg2CrO4	Hg2(NO3)2	0,05 н.
	SnS	Na2S	0,0005 н.
	Pb3(PO4)2	K3PO4	0,01 М
	Tl2S	Na2S	0,0005 н.
	Zn3(AsO4)2	ZnSO4	0,009 н.

 

Задание XVII. Определить рН гидратообразования предложенных солей (табл.4.10).

 

Таблица 4.10

 

Номер задачи	Соль	Концентрация соли, моль/л	Номер задачи	Соль	Концентрация соли, моль/л
	AlCl3	0,01		CdCl2	0,15
	MgCl2	0,38		Sb(NO3)3	0,002
	Be(NO3)2	0,52		CoSO4	0,006
	MnSO4	0,062		Sc(NO3)3	0,001
	Bi(NO3)3	0,046		Cr2(SO4)3	0,059
	NiCl2	0,031		SnCl2	0,012
	CaCl2	0,023		Cu(NO3)2	0,038
	Pb(NO3)2	0,004		SnCl4	0,003

Окончание табл.4.10

Номер задачи	Соль	Концентрация соли, моль/л	Номер задачи	Соль	Концентрация соли, моль/л
	FeSO4	0,064		LaCl3	0,008
	Sr(NO3)2	0,055		Y(NO3)3	0,0012
	FeCl3	0,26		ZrOCl2	0,056
	Tl(NO3)3	0,001		ZnSO4	0,022

 

Задание XVIII. Решить задачи.

798. Определить концентрацию карбоната натрия, необходимую для того, чтобы снизить растворимость карбоната серебра в 100 раз по сравнению с растворимостью в воде.

799. Чему равно произведение растворимости и растворимость иодида серебра в воде, если концентрация иодида серебра в 0,001 н. растворе иодида калия равна 1,5×10^-13 моль/л?

800. Во сколько раз меньше растворимость гидроксида кобальта (II) в растворе с рН = 12, чем в растворе с рН = 10?

801. Какое из оснований – гидроксид железа (II) или гидроксид железа (III) – и во сколько раз лучше растворимо в щелочном растворе с рН = 9?

802. Определить растворимость и произведение растворимости гидроксида кальция, если его насыщенный раствор имеет рН = 12,4.

803. Определить растворимость гидроксида никеля в воде и в растворе с рН = 1.

804. При каком значении рН растворимость гидроксида кадмия снизится в 20 раз по сравнению с растворимостью в воде?

805. Определить произведение растворимости и растворимость в воде сульфата кальция, если концентрация соли в 0,2 н. растворе серной кислоты составляет 6×10^-5 моль/л.

806. Определить произведение растворимости и растворимость сульфата свинца в воде, если концентрация соли в 0,004 н. растворе серной кислоты равна 8×10^-6 моль/л.

807. Во сколько раз растворимость хлорида серебра в 0,001 н. растворе хлорида натрия меньше, чем в воде?

808. Определить растворимость гидроксида кобальта (II) в воде и в 0,1 н. растворе сульфата кобальта.

809. Определить растворимость гидроксида железа (II) в воде и в 0,05 М растворе сульфата железа (II).

810. Смешаны равные объемы 0,02 н. растворов хлорида кальция и сульфата натрия. Образуется ли при этом осадок сульфата кальция?

811. Во сколько раз растворимость оксалата кальция Са₂С₂О₄ в 0,1 М растворе оксалата аммония меньше, чем в воде?

812. Во сколько раз уменьшится концентрация ионов серебра в насыщенном растворе хлорида серебра, если прибавить к нему столько соляной кислоты, чтобы концентрация хлорид-ионов в растворе стала равной 0,03 моль/л?

813. Растворимость бромида таллия (I) в воде 1,9×10^-3 моль/л. Определить его произведение растворимости и растворимость в 0,1 н. растворе нитрата таллия (I).

814. Растворимость карбоната кальция в воде составляет 4,15×10^-6 моль/л. Определить его произведение растворимости и растворимость в 0,001 М растворе карбоната натрия.

815. К 150 мл насыщенного раствора AgCl прибавили 10 мл раствора NaCl концентрацией 3 %. Сколько молей серебра останется в растворе?

816. К 125 мл насыщенного раствора PbSO₄ прибавлено 5 мл раствора H₂SO₄ концентрацией 0,5 %. Сколько молей свинца останется в растворе?

817. К 20 мл Na₂AsO₄ прилили 30 мл 0,12 М раствора AgNO₃. Какая масса мышьяка останется в растворе?

818. К 50 мл 0,02 М раствора CaCl₂ прибавили 50 мл 0,03 М раствора сульфата калия. Какова остаточная концентрация сульфата кальция?

819. Выпадет ли осадок Mg(OH)₂ при действии на 0,2 М раствор сульфата магния равным объемом 0,2 М раствора гидроксида аммония?

820. Насыщенный раствор CaSO₄ смешали с равным объемом раствора, содержащего 0,0248 г (NH₄)₂C₂O₄ в 1 л. Произойдет ли образование осадка CaC₂O₄?

821. При какой концентрации ионов магния начнется выпадение осадка Mg(OH)₂ из раствора, имеющего рН = 8,7?

822. При какой концентрации хромат-ионов начнется выпадение осадка PbCrO₄ из 0,1 М раствора нитрата свинца (II)?

823. Будет ли осаждаться SrSO₄ при добавлении 5 мл насыщенного раствора сульфата кальция к 20 мл раствора, содержащего 0,5 экв кальция?

824. В 200 мл раствора содержится по 0,02 экв хлорида и оксалата натрия. К раствору добавляют нитрат серебра. Какова будет остаточная концентрация хлорид-ионов и когда начнется осаждение Ag₂C₂O₄?

825. Какое вещество начнет осаждаться первым при постепенном приливании нитрата серебра к раствору, в 1 л которого содержится 0,01 моль KCl и 0,1 моль K₂CrO₄?

826. В 100 мл раствора содержится 0,01 экв. ионов Ba²⁺ и Sr²⁺. Сколько молей K₂CrO₄ следует ввести в раствор, чтобы осадить барий?

827. В 100 мл раствора содержится 0,01 экв. ионов Sr²⁺. Сколько молей K₂CrO₄ следует ввести в раствор, чтобы осадить стронций?

 

 

5. Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительными называются химические реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов элементов.

Окисление – процесс отдачи электронов, а восстановление – процесс принятия электронов. Окисление и восстановление взаимосвязаны.

Окислитель – вещество, атомы которого принимают электроны, при этом он восстанавливается.

Восстановитель – вещество, атомы которого отдают электроны, при этом он окисляется.

Все окислительно-восстановительные реакции классифицируют следующим образом:

· Межмолекулярные реакции. Это реакции, в которых окислитель и восстановитель являются различными веществами:

;

где Mn⁺⁴ – окислитель; Cl^–1 – восстановитель.

· Реакции внутримолекулярного окисления. Это реакции, которые протекают с изменением степеней окисления атомов различных элементов одного и того же вещества:

,

где Mn⁺⁷ – окислитель; O^-2 – восстановитель.

· Реакции диспропорционирования. В этих реакциях и окислителем, и восстановителем является элемент, находящийся в промежуточной степени окисления в составе одного и того же вещества:

,

где Cl₂⁰ – окислитель и восстановитель.

О возможности того или иного вещества проявлять окислительные, восстановительные или двойственные свойства можно судить по степени окисления элементов, выполняющих эти функции.

Элементы в своей высшей степени окисления проявляют только окислительные свойства, а в низшей степени окисления проявляют только восстановительные свойства. Элементы, имеющие промежуточную степень окисления, могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Некоторые окислители и восстановители представлены в табл.5.1.

Таблица 5.1

	Вещество	Схемы реакций
соли кислоты, pH < 7 KMnO4
H2O2
Восстановители	Схемы реакций
H2S и ее соли, Na2S2O3
НГ и их соли
Cr+3
HNO2 и ее соли	(HNO3 или ее соли)
H2SO3 и ее соли	(H2SO4 или ее соли)
H2O2

Пример 1. составить электронную схему и закончить уравнение реакции FeSO₄ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → …

Решение. Степени окисления изменяются у железа Fe⁺² и хрома Cr⁺⁶. Составим уравнение баланса электронов, причем расчет ведем на два атома хрома (по числу атомов в молекуле K₂Cr₂O₇):

	6 Fe+2 – ē → Fe+3
	1 2Cr+6 + 6ē → 2Cr+3
6 Fe2+ + 2 Cr+6 → 2 Cr+3 + 6 Fe+3

Расставим полученные коэффициенты в левую и правую части исходного уравнения. Учитывая, что реакция протекает при избытке серной кислоты, конечным продуктом реакции будут сульфаты всех металлов. Водород образует воду. Недостаток сульфат-ионов слева компенсируют 7 моль серной кислоты. В последнюю очередь уравнивают реакцию по водороду (7 Н₂О). Проверку следует вести по кислороду (по 59 атомов слева и справа).

Окончательно

6 FeSO₄ + K₂Cr₂O₇ + 7 H₂SO₄ →

→ 3 Fe₂(SO₄)₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7 H₂O.

Пример 2. Закончить и уравнять реакцию С₆Н₁₂О₆ + + КМnО₄ + Н₂SО₄ → СО₂ + …

Решение. Необходимо составить схему процесса. В кислой среде перманганат-ион восстанавливается до иона марганца со степенью окисления +2. Для уравнивания числа атомов кислорода добавляют воду или ионы Н⁺ в кислой среде или ОН^- в щелочной:

МnО₄^- + 8 Н⁺ + 5 e^- → Мn²⁺ + 4 Н₂О.

Восстановитель С₆Н₁₂О₆ окисляется до СО₂ согласно полуреакции:

С₆Н₁₂О₆ + 6 Н₂О - 24 e^- → 6 СО₂ + 24 Н⁺.

Приведем число электронов к наименьшему общему кратному, в данном случае к 120. Для этого уравнения полуреакций умножим на соответствующие коэффициенты: на 24 и 5. Суммируем уравнения полуреакций, сокращая одинаковые члены в левой и правой частях. В результате получим ионное уравнение реакции

5 С₆Н₁₂О₆ + 24 МnО₄^- + 72 Н⁺ → 30 СО₂ + 24 Мn²⁺ + 66 Н₂О.

Составим молекулярное уравнение реакции путем добавления к ионам имеющихся в растворе противоионов:

5 С₆Н₁₂О₆ + 24 КМnО₄ + 36 Н₂SO₄ =

= 30 СО₂ + 24 МnSO₄ + 66 Н₂О + 12 К₂SО₄.

Задание I. Дописать схемы окислительно-восстановитель­ных реакций и расставить коэффициенты в уравнениях.

1. MnO₂ + KClO₃ + KOH → K₂MnO₄ + KCl + …

2. HgS + HNO₃ + HCl → S + NO + …

3 SO₂ + Br₂ + H₂O → H₂SO₄ + …

4. Mn(OH)₂ + Cl₂ + KOH → MnO₂ + KCl + …

5. K[Cr(OH)₄] + Br₂ + KOH → K₂CrO₄ + …

6. Cl₂ + S + H₂O → H₂SO₄ + …

7. K₂MnO₄ + Cl₂ → KMnO₄ + …

8. KNO₃ → KNO₂ + O₂ + …

9. AgNO₃ → Ag + NO₂ + O₂ + …

10. Pb(NO₃)₂ → PbO + NO₂ + O₂ + …

11. NO₂ + H₂O → HNO₃ + NO + …

12. Ca(OH)₂ + NO₂ → Ca(NO₃)₂ + Ca(NO₂)₂ + …

13. KClO₃ → KClO₄ + KCl + …

14. I₂ + Ba(OH)₂ → Ba(IO₃) ₂ + BaI₂ + …

15. H₂S + O₂ → SO₂ + …

16. S + HNO₃ → H₂SO₄ + NO₂ + …

17. C + HNO_3(K) → CO₂ + NO + …

18. NH₃ + O₂ → NO + …

19. H₂O₂ + KMnO₄ + H₂SO₄ → O₂ + …

20. K₃[Cr(OH)₆] + Br₂ + KOH → K₂CrO₄ + …

21. H₂S + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → S + …

22. KNO₂ + KMnO₄ + H₂O → KNO₃ + …

23. KNO₂ + KMnO₄ + KOH → KNO₃ + …

24. K₄[Fe(CN)₆] + H₂O₂ + H₂SO₄ → K₃[Fe(CN)₆] + …

25. K₃[Fe(CN)₆] + H₂O₂ + KOH →K₄[Fe(CN)₆] + O₂ + …

26. Zn + KClO₃ + KOH → K₂[Zn(OH)₄] + KCl + …

27. Al + KNO₃ + KOH → K₃[Al(OH)₆] + NH₃ + …

28. Al + NaOH + H₂O → Na₃[Al(OH)₆] + …

29. K₂[Sn(OH)₄] + KOH + Bi(NO₃)₃ → K₂[Sn(OH)₆] + Bi + …

30. SnCl₂ + HCl + HNO₃ → H₂[SnCl₆] + NO + …

31. SnCl₂ + HgCl₂ + HCl → Hg + H₂[SnCl₆] + …

32. KNO₂ + KMnO₄ + H₂SO₄ → KNO₃ + …

33. Cu₂O + HNO₃ → NO₂ + …

34. FeSO₄ + KClO₃ + H₂SO₄ → KCl + …

35. CuCl₂ + SO₂ + H₂O → CuCl + …

36. CrCl₃ + Br₂ + KOH → K₂CrO₄ + …

37. H₂O₂ + KI + H₂SO₄ → I₂ + …

38. H₂S + H₂O₂ → H₂SO₄ + …

39. H₂S + H₂SO₃ → …

40. H₂O₂ + HIO₃ → I₂ + …

41. H₂O₂ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ →…

42. K₂Cr₂O₇ + H₂S + H₂SO₄ → SO₂ + …

43. Hg₂(NO₃)₂ + O₂ + HNO₃ → Hg(NO₃)₂ + …

44. NaCrO₂ + H₂O₂ + NaOH → Na₂CrO₄ + …

45. HBr + HBrO₃ → Br₂ + …

46. HClO + H₂O₂ → HCl + …

47. CrO₃ + HCl → Cl₂ + …

48. PH₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ → H₃PO₄ + …

49. NaBr + NaBrO₃ + H₂SO₄ → Br₂ + …

50. SnS + HNO₃ → NO + …

51. HgI₂ + H₂O₂ + H₂SO₄ → I₂ + …

52. KMnO₄ + MnSO₄ + H₂O → MnO₂ + …

53. H₂MnO₄ → HMnO₄ + MnO₂ + …

54. Hg + HNO₃(в.р.) → NH₃ + …

55. K₂Cr₂O₇ + SnCl₂ + HCl → K₂[SnCl₆] + …

56. Na[Cr(OH)₄] + NaClO₃ + NaOH → Na₂CrO₄ + NaCl + …

57. FeS₂ + HNO₃ → Fe(NO₃)₃ + NO + …

58. Fe₃O₄ + HNO₃ → Fe(NO₃)₃ + NO + …

59. Fe₃O₄ + H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + SO₂ + …

60. CuFeS₂ + HNO₃ → FeSO₄ + CuSO₄ + NO + …

61. As₂S₂ + HNO₃ → H₃AsO₄ + H₂SO₄ + NO + …

62. Zn + HNO₃(в.р.) → N₂ + Zn(NO₃)₂ + …

63. SnCl₂ + Cl₂ + KOH → …

64. MnSO₄ + Br₂ + H₂O → HMnO₄ + …

65. FeSO₄ + KBrO₃ + H₂SO_4(pазб) → …

66. Fe(OH)₃ + Cl₂ + KOH → KClO₃ + …

67. HClO + KI → …

68. HClO + H₂S → …

69. HClO₄ + H₂SO₃ → …

70. HClO₄ + C → …

71. K₂S + KMnO₄ + H₂SO_4(разб.) → …

72. P + KOH + H₂O → K₂HPO₄ + …

73. NO₂ + KOH → KNO₃ + …

74. K₂MnO₄ + H₂SO_4(разб.) → MnO₂ + KMnO₄ + …

75. MnSO₄ + NaBiO₃ + H₂SO_4(разб.) → …

76. KMnO₄ + NaI + H₂O → …

77. MnSO₄ + PbO₂ + HNO₃ → HMnO₄ + …

78. MnSO₄ + KClO₃ + H₂O → HMnO₄ + …