Образцы решения задач из самостоятельных работ по темам 7-11

1. Рассчитайте константу равновесия реакции

СоО(тв) + СО(газ) Û Со(тв) + СО₂(газ), если равновесные концентра-ции равны [CO] = 0,0001 моль/л, [CO₂] = 0,3 моль/л.

Решение:

Данная реакция является гетерогенной. Константа равновесия реакции определяется отношением произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ. СоО и Со – твердые вещества – их концентрации не учитываются. Константа равновесия указанной реакции имеет вид и равна:

К =[СО₂] ²/ [СО]² = 0,3/(0,0001)² = 3×10⁷.

2. Как изменится скорости прямой и обратной реакций

2NО + О₂ Û 2NО₂,

если концентрации всех веществ в системе увеличить в 3 раза?

Решение:

Согласно закону действующих масс, скорость прямой гомогенной реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степени их стехиометрических коэффициентов, а скорость обратной гомогенной реакции прямопропорциональна произведению концентраций продуктов реакции в степени их стехиометрических коэффициентов.

Тогда скорость прямой реакции равна:

V(пр) = k₁[NО]²[ О₂].

Если концентрации реагирующих веществ увеличены в 3 раза, то скорость прямой реакции изменяется и становится равной:

V’(пр) = k₁(3[NО])²×3[О₂].

Тогда V’(пр)/ V(пр) = (k₁(3[NО])²3[О₂])/( k₁[NО]²[О₂]) = 3²×3= 27.

Скорость прямой реакции возрастет в 27 раз.

Скорость обратной реакции равна:

V(обр) = k₂[NО₂]².

При увеличении концентрации продуктов реакции в 3 раза, скорость обратной реакции изменяется и становится равной:

V’(обр) = k₂(3[NО₂])².

Тогда V’(обр)/ V(обр) = (k₂(3[NО₂])²)/( k₂[NО₂]²) = 3²= 9.

Скорость обратной реакции возрастет в 9 раз.6. При 50 ^оС некоторая реакция заканчивается за 30 минут. Рассчитайте время протекания реакции при 90 ^оС, если термический коэффициент реакции равен 2.

Решение:

Зависимость скорости гомогенной реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа:

V₂ = V₁ g ^{(t2 -t1)/10}.

Скорость реакции обратно пропорциональна времени протекания реакции. Тогда: время протекания реакции связано с температурой следующим соотношением:

1/t₂ = (1/t₁) g ^{(t2 -t1)/10} ;

t₂ = t₁ /g ^{(t2 -t1)/10} = 1800/ 2 ^(90-50)/10 = 1800/ 2⁴ = 1800/ 2⁴ = 112 с = 1,9 мин.

Время протекания данной реакции при 90°С составит 1,9 минуты.

6. В каком направлении сместится равновесие в системе N₂ + 3H₂ Û 2NH₃,

если а) увеличить концентрацию аммиака; б) уменьшить давление в системе.

Решение:

а) Согласно принципу Ле-Шателье, увеличение концентрации продуктов реакции увеличивает выход исходных веществ. Следовательно, если концентрацию аммиака увеличить, равновесие сместится влево, увеличится концентрация водорода и азота в системе.

б) С другой стороны, по принципу Ле-Шателье, понижение давления в системе увеличивает выход реакции, в результате которой образуется большее число газообразных молекул. Следовательно, при уменьшении давления в системе также увеличится выход азота и водорода.

7.Составьте уравнения диссоциации соединений: а) (NH₄)₂SO₄; б) NaHS; в) NiOHCl.

Решение:

Электролитическая диссоциация – распад молекул электролитов на ионы под действием полярных молекул растворителя.

а) (NH₄)₂SO₄ Û 2NH₄⁺ + SO₄^2-;

б) NaHS Û Na⁺ + HS^-;

HS^- Û H⁺ + S^-2;

в) NiOHClÛ NiOH⁺ + Cl^-

NiOH⁺ Û Ni ²⁺ + OH⁺

8. Составьте молекулярные и ионные (полные и краткие) уравнения реакций:

а) Be(OH)₂ + KOHÞ; б) CuOHCl + HNO₃Þ.

Решение:

а) Be(OH)₂ + 2KOH Þ K₂BeO₂ + 2H₂O;

Be(OH)₂ + 2K⁺ + 2OH^- Þ 2K⁺ + BeO₂^2- + 2H₂O;

Be(OH)₂ + 2OH^- Þ BeO₂^2- + 2H₂O.

б) CuOHCl + HNO₃ Þ CuClNO₃ + H₂O;

CuOH⁺ +Cl^- + H⁺ + NO₃^- Þ Cu²⁺ + Cl^-+ NO₃^- + H₂O;

CuOH⁺ + H⁺ Þ Cu²⁺ + H₂O.

9. Составьте в ионном и молекулярном виде уравнения гидролиза солей и укажите рН среды: a) CuCl₂; б) K₂SO₄.

Решение:

а) Хлорид меди – соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой. Гидролиз идет по катиону.

CuCl₂ + H₂O Û CuOHCl + HCl;

Cu²⁺ + 2Cl^- + H₂O Û CuOH⁺ + H⁺ + 2Cl^-;

Cu²⁺ + H₂O Û CuOH⁺ + H⁺ .

В результате гидролиза в растворе кислая среда - рН < 7

В обычных условиях хлорид меди дальнейшему гидролизу не подвергается.

б) Сульфат калия – соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой – гидролизу не подвергается.

K₂SO₄ + H₂O Û гидролиз не идет.

10. Концентрация соляной кислоты равна 0,01 моль/л. Определите рН и рОН раствора, если степень электролитической диссоциации кислоты считать равной 1.

Решение:

Составим уравнение диссоциации HCl:

HCl Û H⁺ + Cl^-.

По уравнению реакции видно, что концентрация H⁺ равна концентрации HCl, если степень диссоциации a = 1.

Тогда [H⁺] = 0,01моль/л;

рН = - lg[H⁺] = -lg 10^-2 = 2;

рOН = 14 – рН = 14 – 2 = 12.

11. Определите степени окисления подчеркнутых элементов в соединениях: а) H₂SeO₄, б) Al(NO₃)₃.

Решение:

Обозначим неизвестную степень окисления через «x». Составим уравнение, в котором сумма зарядов всех ионов в молекуле равна нулю, и решим его.

а) H₂⁺Se^хO₄^-2 . 2 + x +(-2)×4 = 0, x = +6;

б) Al⁺³(N^хO₃^-2)₃ 3 +3x + (-2)×3×3 = 0, x = +5;

12. Определите, какие реакции являются окислительно-восстановительными: а) Zn + HCl = ZnCl₂ + H₂; б) BaCl₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄ + NaCl

Решение:

Определим степени окисления элементов в левой и правой частях уравнений.

а) Zn⁰+ H⁺Cl = Zn⁺²Cl₂ + H₂⁰;

Реакция (а) является окислительно-восстановительной, т.к. Zn⁰ - восстановитель, окисляется до Zn⁺², H⁺ – окислитель восстанавливается до H⁰.

б) Ba⁺²Cl₂^- + Na₂⁺S⁺⁶O₄^-2 = Ba⁺²S⁺⁶O₄^-2 + Na⁺Cl^-

Реакция б) не является окислительно-восстановительной, так как в ходе ее протекания степени окисления элементов не изменяются.

13. Какие свойства – окислителя, восстановителя или двойственные- могут проявлять следующие вещества: а) H₂SO₃, б) Na₂S, в) CrO₃.

Решение:

 

а) H₂S⁺⁴O₃,

Низшая степень окисления S^-2 , высшая степень окисления S⁺⁶. S⁺⁴ – промежуточная степень окисления – может как понижать степень окисления – выполнять роль окислителя, так и повышать степень окисления – выполнять роль восстановителя. S^-2 проявляет окислительно-восстановительную двойственность.

б) Na₂S^-2,

S^-2 - низшая степень окисления – может только повышать степень окисления – выполнять роль восстановителя.

в) Cr⁺⁶O₃.

Cr⁺⁶ - высшая степень окисления – может только понижать степень окисления – выполнять роль окислителя.

14. Составьте электронно-ионные уравнения, расставьте коэффициенты в уравнении, укажите окислитель и восстановитель в реакции:

KMnO₄ + H₂S + H₂SO₄ ® MnSO₄ + S + K₂SO₄ + H₂O.

Решение:

KMn⁺⁷O₄ + H₂S^-2 + H₂SO₄ ® Mn⁺²SO₄ + S⁰ + K₂SO₄ + H₂O.

Окислителем является Mn⁺⁷, в составе иона MnO₄^-.

Восстановителем является S^-2 , в составе молекулы H₂S.

 

2| MnO₄^- + 8H⁺ +5e = Mn²⁺ + 4H₂O - восстановление окислителя

5| H₂S - 2e = S + 2H⁺ - окисление восстановителя

¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾

2MnO₄^- + 16H⁺ + 5e×2 + 5H₂S - 2e×5 = 2Mn²⁺ + 5S + 10H⁺ +8H₂O

2KMnO₄ + 5H₂S + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5S + K₂SO₄ + 8H₂O.

 

15. Закончите, где возможно, уравнения реакций: Zn + Pb(NO₃)₂ Þ;

HCl + Bi Þ; H₂SO₄(конц.) + К Þ; расставьте коэффициенты в уравнениях.

Решение:

а) Металлы вытесняют из растворов солей менее активные металлы, расположенные в ряду напряжений правее вытесняемого:

Zn + Pb(NO₃)₂ Þ Zn(NO₃)₂ + Pb;

Zn – 2e Þ Zn⁺²;

Pb²⁺ + 2e Þ Pb.

б) С кислотами, у которых окислителем является катион водорода Н⁺, реагируют металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода. При этом образуются соль и газообразный водород. C металлами, расположенными в ряду напряжений правее водорода такие кислоты не реагируют.

Bi + HCl Þ реакция не идет.;

в) С кислотами, у которых окислителем является анион кислотного остатка, реагируют все металлы, кроме золота и платины. При этом образуются соль, вода и продукт восстановления кислотного остатка, природа которого зависит от положения металла в ряду напряжения, концентрации кислоты, температуры и других факторов.

К + H₂SO₄(конц) Þ К₂SO₄ + H₂O + Н₂S;

К –1e Þ К⁺ ; 8

SO₄^2- + 10H⁺ + 8e Þ Н₂S + 4H₂O. 1

8K + SO₄^2- + 10H⁺ Þ 8Ag⁺ + H₂S + 4H₂O.

8К + 5H₂SO₄(конц) Þ 4К₂SO₄ + 4H₂O + Н₂S;