Ковалевский А.В., Басова Л.А., Вшивцев В.И., Жуковин С.В., Радина И.А. Химия. Учебное пособие по решению типовых задач и задания для самостоятельной работы

Подождите немного. Документ загружается.

Каков тепловой эффект этого процесса, если прореагирует оксид кальция массой

280 г?

5. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в сис-

теме 2NO

(г)

+ O

2(г)

↔ 2NO

2(г)

? Ответ мотивируйте, вычислив изменение энергии

Гиббса прямой реакции. Как повлияет на равновесие системы понижение темпе-

ратуры, если тепловой эффект этой реакции равен -113 кДж?

Вариант 12

1. Реакция в гомогенной системе протекает по уравнению H

2(г)

+ I

2(г)

↔ 2HI

(г)

Константа скорости прямой реакции равна 0,16 л/(моль⋅с). Исходные концентра-

ции водорода и иода равны соответственно 0,04 моль/л и 0,05 моль/л. Вычислите

начальную скорость реакции и ее скорость, когда концентрация водорода умень-

шится до 0,03 моль/л.

2. Скорость реакции при 0

С равна 1 моль/(л⋅с). Вычислите скорость этой реак-

ции при 30

С, если температурный коэффициент скорости реакции равен 3.

3. Равновесие в гомогенной системе CO

(г)

+ Cl

2(г)

↔ COCl

2(г)

установилось при

концентрациях реагирующих веществ, равных по 0,01 моль/л каждая. Определите

константу равновесия обратной реакции и исходные концентрации оксида угле-

рода (II) и хлора. Как сместится равновесие в системе, если постоянно отводить

продукт реакции?

4. Теплоты растворения сульфата меди CuSO

и медного купороса CuSO

⋅5H

соответственно равны -66,11 кДж и +11,72 кДж. Вычислите теплоту гидратации

CuSO

5. Чем можно объяснить, что при стандартных условиях невозможна экзотерми-

ческая реакция, протекающая по уравнению H

2(г)

+ CO

2(г)

↔ CO

(г)

+ H

(ж)

;

∆H = -2,85 кДж? Зная тепловой эффект реакции и абсолютные стандартные эн-

тропии соответствующих веществ, определите изменение энергии Гиббса этой

реакции.

Вариант 13

1. В гомогенной системе 2H

2(г)

+ O

2(г)

↔ 2H

(г)

реакция началась при следующих

концентрациях реагирующих веществ: водорода - 4,5 моль/л; кислорода -

3 моль/л. Как изменится скорость реакции образования водяных паров к моменту,

когда прореагирует 40% кислорода?

2. Как и во сколько раз изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе,

если понизить температуру от 120

С до 80

С? Температурный коэффициент ско-

рости реакции равен 3.

3. Определите константу равновесия реакции получения оксида углерода (II) по

схеме Fe

4(т)

+ CO

(г)

↔ 3FeO

(т)

+ CO

2(г)

, если равновесные концентрации оксида

углерода (II) и диоксида углерода равны соответственно 3 моль/л и 6 моль/л. Чему

равна начальная концентрация оксида углерода (II)? Как влияет давление на рав-

новесие этой системы?

4. Рассчитайте стандартное изменение энтальпии реакции FeO

(тв)

+CO

(г)

↔ Fe

(тв)

+CO

2(г)

на основании стандартных теплот образования реагирующих веществ.

Сколько теплоты выделится (поглотится), если в реакцию вступает оксид углеро-

да (II) объемом 224 л?

5. Зная тепловой эффект реакции и абсолютные стандартные энтропии соответст-

вующих веществ, вычислите изменение энергии Гиббса системы

(г)

+ 3H

2(г)

= CH

4(г)

+ H

(г)

; ∆H

= -206,16 кДж. Возможна ли эта реакция при

стандартных условиях?

Вариант 14

1. Реакция протекает в гомогенной системе H

2(г)

+ Cl

2(г)

↔ 2HCl

(г)

. Концентрации

водорода и хлора до начала реакции были равны соответственно 0,5 моль/л и 0,6

моль/л. Как изменится скорость реакции, если увеличить концентрацию водорода

до 0,7 моль/л, а концентрацию хлора - до 0,8 моль/л?

2. При температуре 200

С некоторая реакция заканчивается за 0,5 с. Рассчитайте

время реакции при температуре 100

С, если температурный коэффициент скоро-

сти реакции равен 3.

3. Определите константу равновесия реакции получения водяных паров из газо-

образных водорода и кислорода, протекающей по схеме 2H

2(г)

+ O

2(г)

↔ 2H

(г)

если в начальный момент реакции присутствовало 16 моль водорода и 12 моль

кислорода. Равновесие установилось после образования 10 моль паров воды. По-

влияет ли на равновесие системы увеличение концентрации кислорода?

4. Термохимическая реакция протекает по уравнению: Fe

3(тв)

+2Al

(тв)

= Al

3(тв)

+2Fe

(тв)

. Рассчитайте стандартное изменение энтальпии реакции, пользуясь стан-

дартными теплотами образования реагирующих веществ. Каков тепловой эффект

процесса при образовании железа массой 448 г?

5. Исходя из теплового эффекта реакции, протекающей по схеме: NH

3(г)

+HCl

(г)

(тв)

; ∆H

= -176,89 кДж/моль и абсолютных стандартных энтропий соот-

ветствующих веществ, вычислите изменение изобарного потенциала. Может ли

эта реакция при стандартных условиях идти самопроизвольно?

Вариант 15

1. Начальные концентрации аммиака и кислорода в системе

4NH

3(г)

+ 3O

2(г)

↔ 2N

2(г)

+ 6H

(г)

были равны соответственно 0,4 моль/л и 0,3

моль/л. Как изменится скорость прямой реакции - образования азота и водяных

паров, когда прореагирует 50% аммиака?

2. Как изменится скорость химической реакции при нагревании системы от 0

С до

100

С, если температурный коэффициент скорости реакции равен 2?

3. Равновесие в гомогенной системе CO

(г)

+ H

(г)

↔ H

2(г)

+ CO

2(г)

установилось

при концентрациях оксида углерода (II) - 1 моль/л; водяных паров - 4 моль/л; во-

дорода и диоксида углерода - по 2 моль/л, каждая. Вычислите константу равнове-

сия обратной реакции и исходные концентрации оксида углерода (II) и водяных

паров.

4. На основании стандартных теплот образования реагирующих веществ опреде-

лите стандартное изменение энтальпии реакции 2CuS

(тв)

+ 3O

2(г)

= 2CuO

(тв)

+2SO

2(г)

. Каким окажется тепловой эффект при вступлении в реакцию кислорода

объемом 201,6 л?

5. Рассчитайте температуру, при которой равновероятны оба направления обра-

тимой реакции 2SO

2(г)

+ O

2(г)

↔ 2SO

3(г)

. Как повлияет на равновесие системы по-

вышение температуры?

Вариант 16

1. Химической реакции в растворе отвечает уравнение А + В = С. Как изменится

ее скорость, если концентрацию вещества А увеличить в 2 раза, оставив концен-

трацию вещества В прежней?

2. Как изменится скорость химической реакции при понижении температуры на

С, если температурный коэффициент скорости реакции равен 2?

3. Окисление аммиака протекает по уравнению 4NH

3(г)

+ 5O

2(г)

↔ 4NO

(г)

+ 6H

(г)

Равновесные концентрации аммиака, кислорода, оксида азота (II) и водяных паров

равны соответственно 0,009 моль/л; 0,020 моль/л; 0,003 моль/л и 0,0045

моль/л. Вычислите константу равновесия прямой реакции и исходные концентра-

ции аммиака и кислорода. Как повлияет на равновесие системы кислородное ду-

тье?

4. Определите теплоту образования оксида азота (I), исходя из термохимического

уравнения C

(графит)

+ 2N

(г)

= CO

2(г)

+ 2N

2(г)

; ∆H = -558,6 кДж.

5. Теплоты образования оксида и диоксида азота равны соответственно +90,37

кДж и +33,85 кДж. Определите изменения энтропий и энергий Гиббса для реак-

ций получения NO и NO

из простых веществ. Можно ли получить эти оксиды

при стандартных условиях? Какой из оксидов образуется при более высокой тем-

пературе? Почему?

Вариант 17

1. Как изменится скорость прямой реакции H

+ I

↔ 2HI, протекающей в парах

иода, если давление в системе увеличится в 3 раза?

2. Как изменится скорость химической реакции при повышении температуры на

С, если температурный коэффициент скорости реакции равен 2?

3. Вычислите константу равновесия для гомогенной системы CO

(г)

+ H

(г)

↔

↔ CO

2(г)

+ H

2(г)

, если равновесные концентрации реагирующих веществ равны:

оксида углерода (II) - 0,004 моль/л; воды - 0,064 моль/л; оксида углерода (IV) -

0,016 моль/л и водорода - 0,016 моль/л. Как повлияет на равновесие добавление

инертного газа в систему?

4. Термохимическая реакция протекает по уравнению 2NaOH

(тв)

+ CO

2(г)

=Na

3(тв)

+ H

(ж)

. Рассчитайте стандартное изменение энтальпии реакции,

пользуясь стандартными теплотами образования реагирующих веществ. Опреде-

лите тепловой эффект процесса при образовании соды количеством вещества 5

моль.

5. Может ли в стандартных условиях самопроизвольно протекать в прямом на-

правлении реакция 4FeO

(тв)

+ O

2(г)

= 2Fe

3(тв)

; ∆H

= -584кДж? Если нет, то при

какой температуре начнется эта реакция?

Вариант 18

1. Химической реакции отвечает уравнение А + В = С. Как изменится ее скорость,

если увеличить в 2 раза давление на реагирующую смесь, полагая, что реагируют

между собой газообразные вещества?

2. При повышении температуры на 10

скорость некоторой химической реакции

возрастает в 2 раза. При 20

С она равна 0,04 моль/(л⋅ч). Какова скорость этой ре-

акции при 40

С?

3. Равновесие гомогенной системы 4HCl

(г)

+ O

2(г)

↔ 2H

(г)

+ 2Cl

2(г)

установилось

при следующих концентрациях реагирующих веществ: воды - 0,14 моль/л; хлора -

0,14 моль/л; хлорида водорода - 0,20 моль/л и кислорода - 0,32 моль/л. Вычислите

константу равновесия прямой реакции, идущей слева направо. Как повлияет на

данное равновесие повышение давления?

4. Рассчитайте стандартное изменение энтальпии реакции BaCO

3(тв)

= BaO

(тв)

+CO

2(г)

, пользуясь стандартными теплотами образования реагирующих веществ.

Сколько теплоты выделится (поглотится) при разложении карбоната бария коли-

чеством вещества 15 моль?

5. Чему равны стандартное изменение энтропии, изобарно-изотермического по-

тенциала и температура начала реакции C

(графит)

+ 2N

(г)

= CO

2(г)

+ 2N

2(г)

; ∆H

= -557,5 кДж?

Вариант 19

1. Как изменится скорость гомогенной реакции А

(г)

+ В

(г)

→ С

(г)

при разбавлении

реагирующей смеси инертным газом в 6 раз?

2. Температурный коэффициент скорости реакции равен 3. Как изменится ско-

рость этой химической реакции при понижении температуры на 50

С?

3. В реакции 2NO + O

↔ 2NO

установилось равновесие при следующих концен-

трациях реагирующих веществ: оксида азота (II) - 0,2 моль/л, кислорода -

0,1 моль/л и оксида азота (IV) - 0,1 моль/л. Вычислите константу равновесия этой

реакции. Как повлияет на данное равновесие понижение давления в системе?

4. Для системы CdS

(тв)

+ O

2(г)

= Cd

(тв)

+ SO

2(г)

определите стандартное изменение

энтальпии реакции, пользуясь стандартными теплотами образования реагирую-

щих веществ. Каким окажется тепловой эффект при образовании диоксида серы

объемом 89,6 л?

5. Рассчитайте температуру, при которой равновероятны оба направления реакции

2SO

2(г)

+ O

2(г)

↔ 2SO

3(г)

, если изменение энтропии реакции равно -187

Дж/моль ⋅ К. Как повлияет на равновесие системы понижение температуры?

Вариант 20

1. Как изменится скорость реакции C + O

= CO

при увеличении давления в 3

раза?

2. При 40

С скорость химической реакции равна 0,2 моль/(л⋅ч). Постройте график,

выражающий зависимость скорости реакции от температуры, если при возраста-

нии температуры на 10

скорость реакции увеличивается в 2 раза?

3. При некоторой температуре равновесие гомогенной системы 2NO + O

↔ 2NO

установилось при концентрациях реагирующих веществ, равных: оксида азота (II)

―0,20 моль/л; кислорода ― 0,10 моль/л; оксида азота (IV) ― 0,10 моль/л. Вычис-

лите константу равновесия обратной реакции.

4. Восстановление Fe

оксидом углерода (II) идет по уравнению

4(тв)

+ CO

(г)

= 3FeO

(тв)

+ CO

2(г)

. Вычислите изменение энергии Гиббса и

сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания этой реакции при

стандартных условиях.

5. Рассчитайте стандартную энтальпию обратимой реакции 2SO

2(г)

+ O

↔ 2SO

3(г)

Укажите, как изменится равновесие системы при повышении температуры?

Вариант 21

1. Как изменятся скорости прямой и обратной реакций в газовой системе 2CO+O

↔ 2CO

, если давление уменьшить в 3 раза?

2. Температурный коэффициент скорости некоторой реакции равен 1,5. Как и во

сколько раз изменится скорость данной реакции при повышении температуры на

3. При некоторой температуре в закрытом сосуде были смешаны 21,1 моль водо-

рода и 5,23 моль иода. Напишите уравнение обратимой реакции и определите со-

став реакционной смеси, если константа равновесия в данных условиях равна 50.

В каком направлении сместится равновесие этой гомогенной системы при пони-

жении давления?

4. Пользуясь стандартными теплотами образования реагирующих веществ, рас-

считайте стандартное изменение энтальпии реакции PbO

(тв)

+ SO

3(г)

= PbSO

4(тв)

Сколько теплоты выделится (поглотится) при образовании сульфата свинца коли-

чеством вещества 0,5 моль?

5. Возможно ли осуществление процесса восстановления металлического железа

из Fe

действием водорода при стандартных условиях согласно уравнению

3(тв)

+ 3H

2(г)

= 2Fe

(тв)

+ 3H

(ж)

; ∆H = -35,4 кДж?

Вычисления выполните, рассчитав стандартное изменение энтропии реакции.

Вариант 22

1. Химической реакции в растворе отвечает уравнение А + В = С. Как изменится

ее скорость, если концентрацию одного из веществ увеличить в 2 раза, а другого -

уменьшить в 2 раза?

2. При повышении температуры на 10

С скорость некоторой химической реакции

возрастает в 2 раза. При 20

С она равна 0,04 моль/(л⋅ч). Какова будет скорость

этой реакции при 0

С?

3. Из двух молей оксида углерода (II) и двух молей хлора при некоторой темпера-

туре образовалось 0,45 моль COCl

. Составьте уравнение реакции и вычислите

константу равновесия этого обратимого процесса. В каком направлении сместится

равновесие в данной системе при повышении давления?

4. Термохимическая реакция протекает по уравнению

4(тв)

+ 4Ca

(тв)

= 3Pb

(тв)

+ 4CaO

(тв)

. Рассчитайте стандартное изменение эн-

тальпии процесса, пользуясь стандартными теплотами образования реагирующих

веществ. Определите тепловой эффект реакции при образовании свинца массой

46,5 г.

5. Установите возможность протекания при 2500 К реакции восстановления диок-

сида титана до свободного металла по уравнению TiO

2(тв)

+ 2C

(графит)

= Ti

(тв)

+2CO

(г)

. Зависимостью ∆H

и S

от температуры пренебречь.

Вариант 23

1. Химической реакции в растворе отвечает уравнение А + В = С. Как изменится

ее скорость, если концентрацию обоих веществ увеличить в 2 раза?

2. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в газо-

вой фазе, при повышении температуры от 30

С до 70

С, если температурный ко-

эффициент скорости реакции равен 2.

3.Константа равновесия реакции этерификации уксусной кислоты этиловым спир-

том равна 1. Напишите уравнение данной обратимой реакции и вычислите кон-

центрации всех компонентов системы в состоянии равновесия, если исходные

концентрации уксусной кислоты и этилового спирта были равны 2 моль/л и

1моль/л соответственно.

4. Изменится ли давление в замкнутой системе, если при нормальных условиях

смешать равные объемы хлора и водорода и облучить эту смесь ультрафиолето-

выми лучами?

5. Может ли в стандартных условиях самопроизвольно протекать в прямом на-

правлении реакция Cl

2(г)

+ 2HI

(г)

= I

2(тв)

+ 2HCl

(г)

? Как скажется повышение тем-

пературы на направлении протекания этой реакции?

Вариант 24

1. Как изменится скорость реакции 2CO ↔ CO

+ C , если концентрацию оксида

углерода (II) увеличить в 3 раза?

2. Как изменится скорость химической реакции при повышении температуры на

С, если температурный коэффициент скорости реакции равен 3?

3. Константа равновесия реакции CO

+ H

↔ CO + H

O равна единице. Исход-

ные концентрации взятых веществ были равны: оксида углерода (IV) - 0,2 моль/л,

а водорода - 0,8 моль/л. Рассчитайте равновесные концентрации всех четырех ве-

ществ. Изменится ли состояние равновесия при сжатии этой системы?

4. Вычислите изменение энтропии для реакций, протекающих по уравнениям:

а) 2CH

4(г)

= C

2(г)

+ 3H

2(г)

;

б) N

2(г)

+ 3H

2(г)

= 2NH

3(г)

;

в) C

(графит)

+ O

2(г)

= CO

2(г)

Почему в этих реакциях ∆S

> 0, ∆S

< 0, ∆S

≅ 0?

5. Вычислив тепловой эффект реакции CO

2(г)

+ 4H

2(г)

= CH

4(г)

+ 2H

(г)

, укажите

возможное направление этой реакции при температуре 700

С, если изменение

энтропии этого процесса равно -173 Дж/моль⋅К. Изменением ∆H

и ∆S

до этой

температуры пренебречь.

Вариант 25

1. Две реакции протекают с такой скоростью, что за единицу времени в единице

объема в первой образовался сероводород массой 3 г, а во второй иодоводород

массой 10 г. Какая из этих двух реакций протекает с большей скоростью?

2. При 30

С скорость химической реакции равна 0,01 моль/(л⋅мин). Какова она

будет при 60

С, если при повышении температуры на 10

она возрастает в 3 раза?

3. Каталитическое окисление аммиака выражается уравнением

4NH

+ 5O

↔ 4NO + 6H

O. Через некоторое время после начала реакции кон-

центрации веществ стали равными: аммиака - 0,01 моль/л; кислорода -

0,02 моль/л; оксида азота - 0,03 моль/л. Вычислите исходные концентрации ам-

миака и кислорода. В каком направлении сместится равновесие данной системы

при понижении давления?

4. Восстановление Fe

оксидом углерода (II) идет по уравнению Fe

4(тв.)

(г)

= 3FeO

(тв.)

+ CO

2(г)

. Вычислите изменение энтропии в этом процессе. Напи-

шите выражение для константы равновесия этой реакции.

5. Выделением или поглощением тепла сопровождается термическое разложение

хлорида аммония? Напишите термохимическое уравнение этой реакции.

ИОННО-МОЛЕКУЛЯРНЫЕ (ИОННЫЕ) РЕАКЦИИ ОБМЕНА

Ионно-молекулярные, или просто ионные, уравнения реакций обмена отра-

жают состояние электролита в растворе. В этих уравнениях сильные растворимые

электролиты, поскольку они полностью диссоциированы, записывают в виде ио-

нов, а слабые электролиты, малорастворимые и газообразные вещества записыва-

ют в молекулярной форме. К сильным электролитам относят соли; кислоты:

HClO

, HClO

, HCl, HBr, HMnO

, HNO

, H

; основания щелочных и ще-

лочно-земельных металлов: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)

Sr(OH)

, Ba(OH)

, Ra(OH)

Пример 1. Составьте ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодейст-

вия между водными растворами следующих веществ: а) HCl и

NaOH; б) Pb(NO

)

и Na

S; в) NaClO и HNO

; г) K

и H

; д) CH

COOH и NaOH.

Решение. Запишем уравнения взаимодействия указанных веществ в моле-

кулярном виде:

а) HCl + NaOH = NaCl + H

б) Pb(NO

)

+ Na

S = PbS + 2NaNO

и) NaClO + HNO

= HClO + NaNO

г) K

+ H

= K

+ CO

+ H

д) CH

COOH + NaOH = CH

COONa + H

Отметим, что эти взаимодействия возможны, так как в результате происходит свя-

зывание ионов с образованием слабых электролитов (H

O, HClO), осадка (PbS),

газа (CO

). В реакции (д) два слабых электролита, но так как реакции идут в сто-

рону большего связывания ионов и вода - более слабый электролит, чем уксус-

ная кислота, то равновесие реакции смещено в сторону образования воды. Ионно-

молекулярные уравнения:

а) H

+ Cl + Na + OH = Na + Cl + H O

+ - + - + -

б) Pb + 2NO + 2Na + S = PbS + 2Na + 2NO

- + 2-

↓

в) Na + ClO + H + NO = HClO + Na + NO

+ - +

- +

г) 2K + CO + 2H + SO = 2K + SO + CO + H O

2- +

2 2

д) CH COOH + Na + OH = CH COO + Na + H O

+ -

- +

Пример 2. Составьте молекулярные уравнения реакций, которым соответст-

вуют следующие ионно-молекулярные уравнения:

а) SO

+ 2H

= SO

+ H

б) Pb + CrO = PbCrO

в) HCO + OH = CO + H O

- -

г) ZnOH + H = Zn + H O

+ + 2+

Решение. В левой части данных ионно-молекулярных уравнений указаны

свободные ионы, которые образуются при диссоциации растворимых сильных

электролитов, следовательно, при составлении молекулярных уравнений следует

исходить из соответствующих растворимых сильных электролитов. Например:

а) Na

CO + 2HCl = 2NaCl + CO + H O

2 3 2 2

б) Pb(NO ) + K CrO = PbCrO + 2KNO

3 2 2 4 4 3

в) KHCO + KOH = K CO + H O

3 2 3 2

г) ZnOHCl + HCl = ZnCl + H O

2 2

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Химическое обменное взаимодействие ионов растворенной соли с водой,

приводящее к образованию слабодиссоциирующих продуктов (молекул сла-

бых кислот или оснований, анионов кислых и катионов основных солей) и

сопровождающееся изменением рН cреды, называется гидролизом.

Пример. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидро-

лиза солей: а) KCN; б) Na

; в) ZnSO

. Определите реакцию среды растворов

этих солей.

Решение. а) Цианид калия KCN - соль слабой одноосновной кислоты HCN и

сильного основания KOH. При растворении в воде молекулы KCN полностью

диссоциируют на катионы K

и анионы CN

. Катионы K

не могут связывать ионы

воды, так как KOH – сильый электролит. Анионы же CN

связывают ионы H

воды, образуя молекулы слабого электролита HCN. Соль гидролизуется по анио-

ну. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза

+ H

O ↔ HCN + OH

или в молекулярной форме

KCN + H

O ↔ HCN + KOH.

В результате гидролиза в растворе появляется некоторый избыток ионов OH

поэтому раствор KCN имеет щелочную реакцию (рН > 7).

б) Карбонат натрия Na

- соль слабой двухосновной кислоты H

CO и

сильного основания NaOH. В этом случае ионы соли CO

, связывая ионы H

во-

ды, образуют анионы кислой соли HCO

, а не молекулы H

, так как ионы

HCO

диссоциируют гораздо слабее, чем молекулы H

. В обычных условиях

гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-

молекулярное уравнение гидролиза

+ H

O ↔ HCO

+ OH

или в молекулярной форме Na

+ H

O ↔ NaHCO

+ NaOH.

В растворе появляется избыток ионов OH

, раствор Na

имеет щелочную среду

(рН > 7).

в) Сульфат цинка ZnSO

- соль слабого двухкислотного основания Zn(OH)

сильной кислоты H

. В этом случае катионы Zn

связывают гидроксильные

ионы воды, образуя катионы основной соли ZnOH

. Образование молекул

Zn(OH)

не происходит, так как ионы ZnOH

диссоциируют гораздо слабее, чем

молекулы Zn(OH)

. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль

гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза

+ H

O ↔ ZnOH

+ H

или в молекулярной форме

2ZnSO

+ 2H

O ↔ (ZnOH)

+ H

В растворе появляется избыток ионов водорода, поэтому раствор ZnSO

имеет

кислую реакцию (рН < 7).

ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ

В химии принято концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов выра-

жать в логарифмических единицах, в виде так называемых водородного показате-

ля рН и гидроксильного показателя рОН:

рН = - lg[H

] и рОН = - lg[OH

Здесь [H

] и [OH

] выражены в моль/л.

В воде и разбавленных водных растворах произведение [H

] ⋅ [OH

] есть ве-

личина постоянная, при 25

С равна 10

-14

. Это произведение называют ионным

произведением воды. Логарифмируя это произведение можно показать, что рН +

+рОН = 14. Для нейтральной среды рН = рОН = 7, для кислой рН < 7, рОН > 7. На

практике чаще пользуются значением рН.

Пример 1. Рассчитайте рН и рОН раствора хлороводородной кислоты

С(HCl) = 10

-5

моль/л.

Решение. Хлороводородная кислота является сильным электролитом, следо

вательно, [H

] = 10

-5

мол

ь/л,

-14

[OH

] =  =  = 10

-9

моль/л.

] 10

-5

рН = - lg[H

] = - lg 10

-5

= 5,

рОН = - lg[OH

] = - lg 10

-9

= 9.

Пример 2. Рассчитайте рН раствора гидроксида бария С(Ba(OH)

) =

=0,0031 моль/л.

Решение. Гидроксид бария сильный электролит:

Ba(OH)

→ Ba

+ 2OH

Концентрация гидроксид-ионов будет равна 0,0031⋅2 моль/л.

-14

[OH

] = 0,0062, [H

] =  =  = 1,6 ⋅ 10

-12

моль/л.

[OH

] 0,0062

рН = - lg 1,6⋅10

-12

= 11,8.

ВАРИАНТЫ КОНТРОЛЬНЫХ ЗАДАНИЙ

Для выполнения задания воспользуйтесь таблицей растворимости солей и

оснований в воде.

Вариант 1

1. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций между

водными растворами следующих веществ:

а) H

+ KOH =

б) Na

S + K

в) Ba(NO

)

+ K

2. Составьте молекулярные уравнения по ионным:

а) Cr OH

+ H

= Cr

+ H

б) 2OH

+ Zn

= Zn(OH)

в) Zn

+ S

= ZnS

3. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей

ZnCL

, Na

4. Рассчитайте концентрацию гидроксид-ионов в растворе, рН которого равен 5.

Вариант 2

1. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций между

водными растворами следующих веществ:

а) Al(OH)

+ NaOH =

б) H

S + AgNO

в) NH

Cl + NaOH =

2. Составьте молекулярные уравнения по ионным:

а) CO

+ 2H

= CO

+ H

б) Fe OH

+ H

= Fe

+ H

в) Pb

+ 2I

= PbI

3. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей:

S, Al

(SO

)

. Укажите рН среды.

Чему равен рН среды раствора хлороводородной кислоты, в котором С(HCl) =

=0,001 моль/л.

Вариант 3

1. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций между рас-

творами следующих веществ:

а) Pb(NO

)

+ NaI =

б) Fe(OH)

+ H

в) Ba Cl

+ AgNO