Обменные реакции в растворах электролитов

Пример решения задач

Задача 5.1. Записать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций между следующими веществами: CH₃COONa и H₂SO₄; Na₂CO₃ и HNO₃; HCN и Ca(OH)₂; Pb(NO₃)₂ и K₂CrO₄.

Решение: Так как CH₃COOH, HCN и H₂O - слабые электролиты, а CO₂ и PbCrO₄ - малорастворимые в воде вещества, искомые уравнения будут иметь вид:

CH₃COO^– + H⁺ → CH₃COOH

CO₃^2– + 2H⁺ → CO₂↑ + H₂O

HCN + OH^– → CN^– + H₂O

Pb²⁺ + CrO₄^2– → PbCrO₄↓

Задачи для самостоятельной работы:

5.2. Написать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций, приводящих к образованию малорастворимых осадков или газов: а) Pb(NO₃)₂ + KI; б) NiCl₂ + H₂S; в) K₂CO₃ + HCl; г) CuSO₄ + NaOH; д) CaCO₃ + HCl; е) Na₂SO₃ + H₂SO₄; ж) AlBr₃ + AgNO₃.

5.3. Написать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций, приводящих к образованию малодиссоциированных соединений: а) Na₂S + H₂SO₄; б) FeS + HCl; в) HCOOK + HNO₃; г) NH₄Cl + Ca(OH)₂; д) NaOCl + HNO₃.

5.4. Написать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций нейтрализации: а) HCl + Ba(OH)₂; б) HF + KOH; в) Fe(OH)₃ + HNO₃; г) CH₃COOH + NH₄OH; д) HNO₂ + NH₄OH; е) H₂S + NH₄OH.

Указать, какие из этих реакций протекают обратимо, а какие – необратимо.

5.5. Составить в молекулярной форме уравнения реакций, которые выражаются следующими ионно-молекулярными уравнениями:

NO₂^– + H⁺ = HNO₂;

Cu²⁺ + 2OH^– = Cu(OH)₂↓;

Pb²⁺ + 2I ^– = PbI₂↓.

5.6. Написать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций взаимодействия между водными растворами следующих веществ: а) NaHNO₃ и HCl; б) FeCl₃ и KOH; в) Pb(CH₃COO)₂ и Na₂S; г) KHS и H₂SO₄; д) Zn(NO₃)₂ и KOH (избыток); е) Ca(OH)₂ и CO₂; ж) Ca(OH)₂ и CO₂ (избыток).

Для каждого случая указать причину смещения равновесия в сторону прямой реакции.

5.7. В каком направлении будет смещено равновесие реакции

AgI (к.) + NaCl (водн.) AgCl (к.) + NaI (водн.):

а) в направлении прямой реакции; б) в направлении обратной реакции?

5.8. В каком направлении будет смещено в водном растворе равновесие реакции

CH₃COONa+CH₂ClCOOH CH₃COOH+CH₂ClCOONa:

а) в направлении прямой реакции; б) в направлении обратной реакции?

5.9. Указать какой порядок расположения растворов равной молекулярной концентрации соответствует возрастанию рН:

а) NH₄Cl−NaNO₃−CH₂ClCOONa−NaF−CH₃COONa−NaCN;

б) NaCN−CH₃COONa−NaF−CH₂ClCOONa−NaNO₃−NH₄Cl.

5.10. Раствор кислоты и раствор основания смешивают в эквивалентных соотношениях. Для каких из перечисленных пар (кислота + основание) раствор будет иметь нейтральную реакцию: а) NH₄OH + HCl; б) NH₄OH + CH₃COOH; в) NaOH + HCl; г) NaOH + CH₃COOH?

5.11. Какие из перечисленных ниже солей, подвергаясь частичному гидролизу, образуют основные соли: а) Cr₂(SO₄)₃; б) Na₂CO₃; в) AgNO₃;

г) AlCl₃?

 

 

ВАРИАНТЫ ДОМАШНИХ ЗАДАНИЙ

Вариант	Номера задач
	1.4	1.6	2.8	3.11	3.21	4.6(а,в)	4.23	5.7
	1.5	1.7	2.2	3.6	3.22	4.7(а,б)	4.11	5.6
	1.8	1.4	2.3	3.7	3.23	4.7(б,в)	4.21	5.6(а,ж)
	1.10	1.5	2.5	3.8	3.24	4.5(а,б)	4.15	5.8
	1.12	1.6	2.7	3.9	3.25	4.9	4.27	5.5
	1.13	1.7	2.2	3.10	3.26	4.10	4.13(а,г)	5.9
	1.11	1.8	2.4	3.11	3.19	4.5(а,в)	4.16	5.4
	1.9	1.15	2.8	3.12	3.20	4.12	4.20(а,в)	5.6(е,ж)
	1.14	1.4	2.6	3.13	3.16	4.6(а,б)	4.26	5.11
	1.15	1.6	2.7	3.14	3.26	4.17	4.20(б,в)	5.6(д,ж)
	1.16	1.8	2.6	3.15	3.25	4.8(а,б)	4.19	5.3
	1.6	1.11	2.4	3.6	3.24	4.14	4.22	5.6(в,г)
	1.7	1.14	2.3	3.7	3.23	4.8(б,в)	4.24	5.2
	1.4	1.16	2.2	3.17	3.22	4.18	4.25	5.6(а,б)
	1.9	1.15	2.5	3.18	3.21	4.13(б,в)	4.17	5.10

 

ПРИЛОЖЕНИЕ

 

Таблица 1

Константы диссоциации некоторых слабых

электролитов в водных растворах при 25^оС

 

Электролит	Константа диссоциации
Азотистая кислота	HNO2		2,6∙10-5
Аммония гидроксид	NH4OH		4∙10-4
Борная кислота	H3BO3		5,8∙10-4
Бромноватистая кислота	HOBr		2,1∙10-9
Водорода пероксид	H2O2		2,6∙10-12
Кремниевая кислота	H2SiO3	K1 K2	2,2∙10-10 1,6∙10-12
Муравьиная кислота	HCOOH		1,8∙10-4
Сернистая кислота	H2SO3	K1 K2	1,6∙10-2 6,3∙10-8
Сероводород	H2S	K1 K2	6∙10-8 1∙10-14
Угольная кислота	H2CO3	K1 K2	4,5∙10-7 4,7∙1011
Уксусная кислота	CH3COOH		1,8∙10-5
Фосфорная кислота	H3PO4	K1 K2 K3	7,5∙10-3 6,3∙10-8 1,3∙10-12
Циановодород	HCN		7,9∙10-10
Щавелевая кислота	H2C2O4	K1 K2	5,4∙10-2 5,4∙10-5

 

Продолжение

Таблица 2

Коэффициенты активности (f) ионов

при различных ионных силах раствора

 

Ионная сила раствора I	Заряд иона z	Ионная сила раствора I	Заряд иона z
±1	±2	±3	±1	±2	±3
0,001	0,98	0,78	0,73	0,1	0,81	0,44	0,16
0,002	0,97	0,74	0,66	0,2	0,80	0,41	0,14
0,005	0,95	0,66	0,55	0,3	0,81	0,42	0,14
0,01	0,92	0,60	0,47	0,4	0,82	0,45	0,17
0,02	0,90	0,53	0,37	0,5	0,84	0,50	0,21
0,05	0,84	0,50	0,21

 

 

Таблица 3

Произведение растворимости некоторых

малорастворимых электролитов при 25 ^оС

 

Электролит	ПР	Электролит	ПР	Электролит	ПР
AgBr	5,3·10-13	CaSO4	2,5·10-5	MnS	2,5·10-10
Ag2CO3	8,2·10-12	Ca3(PO4)2	1,0·10-29	Ni(OH)2	6,3·10-18
AgCl	1,8·10-10	CdS	1,6·10-28	PbBr2	9,1·10-6
Ag2CrO4	1,1·10-12	CoCO3	1,5·10-10	PbCO3	7,5·10-14
AgI	8,3·10-17	Co(OH)2	2·10-16	PbCl2	1,56·10-5
Ag2S	5,3·10-50	CrPO4	2,4·10-23	PbF2	2,7·10-8
Ag2SO4	1,6·10-5	CuCO3	2,5·10-10	PbI2	1,1·10-9
Ag3PO4	1,3·10-20	Cu(OH)2	1,6·10-19	PbS	2,5·10-27
Al(OH)3	5·10-33	CuS	6,3·10-36	PbSO4	1,6·10-8
AlPO4	5,7·10-19	Fe(OH)2	8·10-16	Pb3(PO4)2	7,9·10-43
BaCO3	5,1·10-9	Fe(OH)3	6,3·10-38	Sb2S3	1,6·10-93
BaCrO4	1,2·10-10	FePO4	1,3·10-22	SrCO3	1,1·10-10
BaSO4	11·10-10	FeS	5·10-18	SrCrO4	3,6·10-5
Ba3(PO4)2	6,0·10-39	HgS	1,6·10-52	SrF2	2,5·10-9
BeCO3	1·10-3	MgCO3	2,1·10-5	SrSO4	3,2·10-7
CaCO3	4,8·10-9	Mg(OH)2	6·10-10	ZnCO3	1,4·10-14
CaF2	4,0·10-11	Mg3(PO4)2	1·10-13	Zn(OH)2	1·10-17
CaHPO4	2,7·10-7	MnCO3	1,8·10-11	α-ZnS	1,6·10-24
Ca(H2PO4)2	1·10-3	Mn(OH)2	1,9·10-13	Zn3(PO4)2	9,1·10-33

 

Продолжение

 

Таблица 4

Интервалы перехода и окраска в различных средах

наиболее распространенных кислотно-основных индикаторов

 

Название	Цвет индикатора в различных средах
Фенолфталеин	бесцветный рН < 8	бледно- малиновый 8.0 < pH < 9.8	малиновый pH > 9.8
Лакмус	красный рН < 5	фиолетовый 5 < рН < 8	синий рН > 8
Метиловый оранжевый	красный рН < 3.1	оранжевый	желтый
3.1< рН < 4.4	рН > 4.4
Метиловый фиолетовый	жёлтый рН = 0	фиолетовый рН > 3
Бромкрезоловый зелёный	жёлтый рН < 3,8	синий рН > 5,6
Бромтимоловый	жёлтый	синий pH > 7,7
рН < 6
Тимоловый синий	красный рН < 0,5	жёлтый 2,5 < pH < 7,9	синий pH > 7,9

 

СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ

1. Некрасов Б.З. Курс общей химии.–М., 1948.–1004 с.

2. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии.–М.: Интеграл-Пресс, 2001.–240 с.

3. Латыпова Ф.Н., Сыркин А.М. Методическое руководство к лабораторным работам по теме «Растворы электролитов».–Уфа: УНИ, 1987.–29 с.

СОДЕРЖАНИЕ

 

1. Основные положения теории электролитической диссоциации Сванте

Аррениуса ………………………………………………………………………1

2. Механизм диссоциации …………………………………………………….....1

3. Диссоциация солей, оснований и кислот …………………………………….3

4. Степень диссоциации электролита. Закон разбавления Оствальда ………..4

5. Растворы сильных электролитов ……………………………………………...7

6. Ионно-обменные реакции в растворах ……………………………………….8

7. Произведение растворимости ………………………………………………...9

8. Ионное произведение воды и водородный показатель …………………….10

9. Индикаторы …………………………………………………………………...12

Лабораторные работы по теме «Растворы электролитов» …………………...14

Задания для самостоятельной работы …………………………………………16

Варианты домашних заданий ………………………………………………….26

Приложение ……………………………………………………………………..27

Список литературы………………………………………………………………29