Общая химия. Теория и задачи под ред. Н. В. Коровина и Н. В. Кулешова (1154110), страница 51
Текст из файла (страница 51)
РАСТВОРЫ333334ОБЩАЯ ХИМИЯ. ТЕОРИЯ И ЗАДАЧИопределите ионную силу раствора и активность катионови анионов. Для раствора слабого электролита рассчитайте степень диссоциации по строгой и приближенной формуле Оствальда и сделайте вывод по полученным значениям. Напишите выражение для констант диссоциациислабого электролита по всем возможным ступеням и дайте определение константы диссоциации.6.4.
В столбце 3 таблицы 6.7 приведены малорастворимые электролиты. Напишите выражение для произведения растворимости (ПР) электролита своего варианта. Определите, можно ли приготовить раствор этого электролита молярной концентрации, указанной в столбце 3а.Оцените, в каком объеме воды можно растворить 5 г данного малорастворимого вещества.6.5. Напишите уравнение гидролиза соли, данной встолбце 4, по всем возможным ступеням и выражение дляконстант гидролиза по этим ступеням. Оцените (при наличии необходимых табличных данных) значения констант гидролиза для отдельных стадий.
Сделайте выводпо полученным значениям.6.6. Рассчитайте рН раствора соли из столбца 4 дляконцентрации из столбца 4а, учитывая только 1ю ступеньгидролиза. Укажите реакцию среды раствора. Определите (качественно), как будет изменяться рН раствора принагревании.ОТВЕТЫ НА ЗАДАЧИДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯК ГЛАВЕ 66.1. 0,92 моль/л; 5,52 моль экв/л; 0,017.
6.2. 0,05 л.6.3. 0,428 г/мл; 33,4%; 4,37 моль/л; 8,74 моль экв/л.6.4. 25,2 моль Н2О; 1,52 моль KCl. 6.5. 40,05 г KCl/100 г Н2О.6.6. 107,9 кПа.6.7. 92 г/моль.6.8. На0,54 кПа.6.9. DТкип = 0,28 К,DТзам = 0,925.6.10. DТкип = 0,68 К;DТзам = 2,24. 6.11.
60,5 г/моль. 6.12. 2,3 г/л. 6.13. 2510 г.6.14. 1,9×10–2; 6×10–3. 6.15. 11,96; 10,63. 6.16. 1,36; 3,03.6.17. 2,51×10–5; 4×10–10. 6.18. 1) I = 0,009; aH1 1 0,0013; aSO22 141 0,0018; aK1 1 0,00185; 2) I = 0,006; aOH1 1 0,0019; aBa22 16.19. 0,087 г.6.20. 0,095 моль/л.1 0,0013; aCl1 1 0,0019.ГЛАВА 6. РАСТВОРЫ3356.21. 10,65 г. 6.22. 1) 2,2×10–11; 2) 2,1×10–4; 3) 2,2×10–8; 4) 6,7×10–6;5) 2,3×10–10; 6) 3,3×10–7; 7) 1×10–11. 6.23. 0,22; 0,07; 0,022.6.24. 0,014 моль/л.
6.25. 7,005. 6.26. 0,06; 3,92. 6.27. KГ1 2 1013 ;6.28. 11,47.6.29. 8,95.6.30. 0,1 моль/л.KД2 2 1 3 10111.6.31. 1) Можно; 2) нельзя. 6.32. 2,7×10–2 моль/л. 6.33. 280 л.6.34. CaF2. 6.35. [Fe2+] = 10–19 моль/л. 6.36. Выпадет. 6.37. [Ni2+] »» 3,8×10–4 моль/л. 6.38. [Cl–] = 0,02 моль/л; [Co(NH3)6]2+ = 10–4моль/л; [Co2+] = 0,01 моль/л; [NH3] = 0,12 моль/л. 6.39. 12,34.6.40.
1) Возможно; 2) возможно; 3) невозможно; 4) возможно.ГЛАВА 7ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕПРОЦЕССЫ7.1.ОКИСЛИТЕЛЬНОВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕПРОЦЕССЫСтепень окисления. Для характеристики состояния элементов в соединениях введено понятие степени окисления.Под степенью окисления (С. О.) понимается условныйэлектростатический заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения, что соединение состоит изионов. Определение степени окисления проводят, используя следующие правила:1) степень окисления элемента в простом веществе,например, в металле или в газе, равна нулю.
Так, С. О.железа в металлическом железе равна 0, C. O. водорода вН2 тоже равна нулю;2) степень окисления элемента в виде одноатомногоиона в соединении, имеющем ионное строение, равна заряду данного иона. Например, С. О. натрия в NaI равна+1, а С. О. иода в NaI равна –1;3) в соединениях с ковалентными полярными связями отрицательный заряд относят к более электроотрицательному элементу. При этом общепринятой степеньюокисления является:· для фтора равная –1;· для кислорода равная –2, за исключением: пероксидов, где С. О. кислорода равна –1, надпероксидов и озонидов, где С. О.
кислорода равна –0,5, фторида кислорода ОF2, где С. О. кислорода равна +2;337ГЛАВА 7. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ· для водорода равная +1, за исключением солеобразныхгидридов, например LiН, где С. О. водорода равна –1;· для щелочных и щелочноземельных металлов С. О.равная +1 и +2 соответственно;4) алгебраическая сумма степеней окисления элементов в молекуле равна нулю, в сложном ионе — заряду иона.Так, суммируя С. О. всех элементов в молекуле, кромеинтересующего, и считая сумму С. О. всех элементов равной нулю можно найти неизвестное значение С.
О. В качестве примера рассчитаем С. О. азота в соединении KNO2.Так как C. O. калия в соединении равна +1, а С. О. кислорода равна –2, то С. О. азота (x) в KNO2 определяется из:1 + х + 2(–2) = 0; х = +3.Аналогичным способом можно определить степень окисления элементов в любых соединениях. Понятие С. О. длябольшинства соединений имеет условный характер, таккак не отражает реальный эффективный заряд атома, однако это понятие весьма широко используется в химии.Большинство элементов могут проявлять переменную С.
О.в соединениях. Для примера приведем соединения азота сразными степенями окисления азота:131211022232425NH3 , N2 H4 , NH2 OH, N2 , NO, Na NO2 , NO2 , KNO3 .Величины максимальной, а для неметаллов и минимальной степени окисления элементов находятся в периодической зависимости от порядкового номера элементовв периодической системе, что обусловлено электроннымстроением их атомов (см. гл. 1).Окислительновосстановительные реакции. Любаяокислительновосстановительная реакция состоит из процессов окисления и восстановления.
Окисление — это отдача электронов веществом, протекающая с повышениемстепени окисления элемента. Вещества, отдающие своиэлектроны в процессе реакции, называют восстановите2лями. В качестве примера рассмотрим реакцию окисленияцинка:Zn0 – 2е ® Zn2+.338ОБЩАЯ ХИМИЯ. ТЕОРИЯ И ЗАДАЧИМеталлический цинк отдает электроны и его С. О. повышается от 0 до +2, т. е.
восстановителем является металлический цинк. Восстановленная форма превращается в окисленную форму, которой являются ионы цинкаZn2+. К типичным восстановителям относятся щелочныеи щелочноземельные металлы, алюминий, кремний, водород, углерод и ряд других простых веществ, атомы которых имеют малую электроотрицательность ЭО; соединения и ионы, содержащие элементы с низкой или низшей степенью окисления, например H2S, NH3, N2H4, PH3,CO, CH4, I–, S2–, SO231 , NO21 , Sn2+, Fe2+.
Восстановление —это смещение электронов к веществу, протекающее с понижением степени окисления элемента. Вещество, принимающее электроны, называется окислителем. В качестве примера рассмотрим реакцию восстановления ионамеди:Сu2+ + 2е ® Cu.Ионы меди принимают электроны, С. О.
меди понижается от +2 до 0, т. е. ионы Сu2+ являются окислителем.Окисленная форма превращается в восстановленную, которой является металлическая медь. К типичным окислителям относятся как простые вещества, атомы которыххарактеризуются высокой электроотрицательностью ЭО,например галогены, сера, кислород, озон, так и соединения, например пероксиды, фториды кислорода, галогенов,благородных газов, азота, соли и комплексные соединения, содержащие элементы с высокой С.О., например Fе3+,Рb4+, Се4+, NO31 , CrO241 , ClO41 , MnO41 , Cr2 O721 , H 2 и некоторыекислоты, например HNO3, HClO4.Пространственно разделенное протекание реакцийокисления и восстановления происходит лишь в электрохимических процессах.
В обычных химических окислительновосстановительных реакциях восстановитель отдает свои электроны непосредственно окислителю. Например, в реакции окисления углерода кислородом электроныперемещаются от углерода к кислороду:0014 2 2C 1 O2 3 C O2 .339ГЛАВА 7. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫПри взаимодействии металлического цинка с ионами меди (рис.7.1) восстановитель (Zn) отдает своиэлектроны окислителю — ионам меди (Сu2+).Суммарная реакция:Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu.Рис. 7.1Медь выделяется на поверхно Взаимодействие цинкас ионами меди (контактсти цинка, а ионы цинка переходят ное осаждение меди нацинке из раствора)в раствор.В данной реакции участвовали разные вещества.
Реакции, в которых окислители и восстановители представляют собой разные вещества, называют межмолекулярны2ми. В некоторых реакциях окислителями и восстановителями могут быть атомы одной и той же молекулы. Такиереакции называют внутримолекулярными. Обычно этореакции разложения веществ, например11 2 100N2 H4 3 N2 2 2H2 .В данной реакции С. О. азота увеличивается в результате окисления, а С.
О. водорода уменьшается в результате восстановления. В некоторых окислительновосстановительных реакциях происходит окисление и восстановление атомов или ионов одного и того же элемента,например1617143H2 MnO4 2 2HMnO4 1 MnO2 1 2H2 O.В окислительновосстановительных реакциях нарядус окислителями и восстановителями могут участвоватьионы или молекулы среды. Например, в реакции окисления сульфита калия перманганатом калия участвует серная кислота:14171616125K2 SO3 1 2KMnO4 1 3H2 SO4 2 6K2 SO4 1 2MnSO4 1 3H2 O.Составление уравнений окислительновосстановительных реакций. Окислительновосстановительные реакцииобычно имеют сложную стехиометрию, поэтому состав340ОБЩАЯ ХИМИЯ. ТЕОРИЯ И ЗАДАЧИление их уравнений представляет иногда непростую задачу. Предложено несколько методов составления этих уравнений.
Рассмотрим часто применяемый на практике дляопределения стехиометрических коэффициентов методэлектронноионного баланса. При использовании этогометода учитывают,что сумма электронов, отдаваемых всеми восстановителями, равна сумме электронов, принимаемых всеми окислителями, а число одноименных атомовв левой и правой частях уравнения одинаково; при участиив реакции атомов кислорода учитывают число молекулводы (в кислой среде) и число ионов гидроксида (в щелочной среде).Составление уравнений окислительновосстановительных реакций легче провести в несколько стадий:· установление формул исходных веществ и продуктовреакции;· определение степени окисления элементов в исходныхвеществах и продуктах реакции;· определение числа электронов, отдаваемых восстановителем и принимаемых окислителем, и коэффициентов при восстановителях и окислителях;· определение коэффициентов при всех исходных веществах и продуктах реакции исходя из баланса атомов влевой и правой частях уравнения.Составим уравнение реакции окисления сульфата железа (II) перманганатом калия в кислой среде.
Так как реакция протекает в кислой среде, то в левой части уравнения, кроме окислителя и восстановителя, должна бытькислота. Продуктами реакции являются сульфаты марганца (II), калия, железа (III) и вода. Записываем схемуреакции без коэффициентов:KМnО4 + FеSО4 + Н2SО4 ®МnSО4 + Fе2(SО4)3 + K2SО4 + Н2O.Определяем С. О. элементов:11 172212 16 2211 16 22KMnO4 1 Fe S O4 1 H2 S O4 312 16 221316 2211 16 2211 22Mn S O4 1 Fe2 ( S O4 ) 1 K2 S O4 1 H2 O.341ГЛАВА 7.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
