textarchive.ru

Главная > Пояснительная записка

1

Смотреть полностью

Государственное автономное образовательное учреждение

среднего профессионального образования

«Энгельсский медицинский колледж»

П О С О Б И Е

ПО САМОПОДГОТОВКЕ, САМООЦЕНКЕ И САМОКОНТРОЛЮ

тема:

«Растворы»

Дисциплина химия

Специальность «Сестринское дело» «Фармация»

Курс I

Рассмотрено

на заседании ЦМК

ЕН и физвоспитания_______

________________________________

Протокол №_____________

от «­­____»________2011 г.

Председатель комиссии

_____________

Составлена

преподавателем дисциплины

химия

Пироговой Э.Э.

2011

Пояснительная записка

Пособие для студентов «Растворы» написано с целью помочь студентам лучше усвоить учебный материал. Пособие содержит четыре больших раздела. После каждого раздела даны вопросы для самоконтроля. Показаны примеры решения задач. Для закрепления тем и самопроверки знаний даны контрольные тесты. На тесты имеются эталоны ответов, чтобы студенты могли оценить свои знания.

Содержание

  1. Растворы

-виды дисперсных систем

-растворимое вещество и растворитель

-способы выражения количественного состава растворов

-решение задач

-вопросы для самоконтроля по теме «Растворы»

  1. Электролитическая диссоциация

-электролиты

-теория электролитической диссоциации

-механизм электролитической диссоциации ионных веществ

-схема электролитической диссоциации

- механизм электролитической диссоциации полярных веществ

- электролиты и неэлектролиты

-сильные электролиты

-слабые электролиты

-неэлетролиты

-степень диссоциации и константа диссоциации

- диссоциация кислот, оснований, солей

- вопросы для самоконтроля по теме «Электролитическая диссоциация»

  1. Ионные реакции в водных растворах

-ионные реакции

-последовательность составления ионного уравнения

-основания, классификация, состав, свойства

- кислоты, классификация, состав, свойства

- соли, классификация, состав, свойства

- оксиды, классификация, состав, свойства

- вопросы для самоконтроля по теме «Ионные реакции в водных растворах»

  1. Гидролиз солей

-четыре случая гидролиза

5. Электролиз растворов и расплавов солей

6.Приложение:

-тесты по темам

-эталоны ответов

I. Растворы

1.Виды дисперсных систем

Если одно вещество мелко раздроблено и равномерно рас­пределено в другом веществе, возникает дисперсная система. Раздробленное вещество называется дисперсной фазой, а веще­ство, в котором распределена дисперсная фаза, — дисперсион­ной средой.

Дисперсные системы могут быть различными по агрегатно­му состоянию. Воздух, например, является типичной газообраз­ной дисперсной системой, состоящей из газообразных кислорода, азота, оксида углерода(IV) и др. Сплавы металлов — типичные твердые дисперсионные системы. Жидкие дисперсные системы образуются в жидкой дисперсионной среде.

Мы будем рассматривать в основном жидкие дисперсные системы.Дисперсионной средой в таких системах могут быть вода, спирт, керосин, бензол и другие жидкости. Дисперсной фазой могут быть как твердые вещества, так и жидкости, и газы.

Дисперсные системы можно разделить на грубодисперсные системы {взвеси), коллоидные растворы и истинные растворы. Тип дисперсной системы зависит от размеров частиц дисперсной фазы. Если их размер превышает 100 нм, образуются грубо-дисперсные системы — суспензии или эмульсии.

Суспензии получаются, если дисперсная фаза твердая, а эмульсии — если она жидкая. Например, если взболтать в воде глину или сильно измельченный мел, то получается мутная взвесь, которая очень медленно отстаивается. Это и есть сус­пензия.

Примером эмульсии может служить молоко, где дисперсной фазой являются капельки жира. Жир в виде эмульсии легче усваивается организмом. Не случайно выделяемая печенью желчь эмульгирует жир, попадающий в пищеварительный тракт.

Грубодисперсные системы не пропускают лучи света, частицы их достаточно крупны, их можно увидеть в микроскоп. Сус­пензии можно фильтровать через бумажный фильтр.

Как суспензии, так и эмульсии обычно более или менее быст­ро расслаиваются при хранении. В отличие от них коллоидные растворы значительно более устойчивы. В них размер частиц дисперсной фазы колеблется в пределах от 1 до 102 нм.

Наиболее устойчивыми среди дисперсных систем являются гак называемые истинные, или молекулярные, растворы, в кото­рых размер частиц дисперсной фазы не превышает 1 нм. Как правило, в таких растворах дисперсная фаза раздроблена до молекул или ионов.

2. Растворимое вещество и растворитель. Сущность процесса растворения

Обязательными компонентами любого раствора являются растворитель и растворенное вещество. Растворителем обычно называют компонент,

агрегатное состояние которого то же, что и у раствора в целом. В практике чаще пользуются растворами, в которых растворителя гораздо больше, чем растворенного ве­щества. Растворенные вещества могут быть взяты в любом агре­гатном состоянии. Кроме того, в одном растворе может быть растворено несколько веществ. Типичным примером такого рас­твора служит морская вода.

Если поваренную соль, сахар или перманганат калия по­местить в воду, то мы заметим, как количество твердой соли (или другого вещества) постепенно уменьшается — идет раство­рение; при этом вода, в которой растворилось вещество, изме­няет свои свойства: она приобретает вкус, окраску, изменяются температура ее кипения, замерзания, плотность, электрическая проводимость и т. д. Изменяются свойства и у растворяемых веществ. Так, сухая поваренная соль не проводит электрический ток, дистиллированная вода тоже не проводит ток, а водный раствор поваренной соли обладает электропроводностью. При растворении очень часто наблюдается выделение или поглоще­ние теплоты. Причиной этого являются различные физические и химические процессы, происходящие при растворении. Однако если выпарить из раствора воду, то можно опять получить по­варенную соль, причем в том же количестве, что и до растворе­ния.

Возникает вопрос: можно ли рассматривать растворы как механические смеси? В механических смесях каждый компонент сохраняет свои свойства, а в растворах свойства компонентов меняются. Исходя из этого, а также из того, что в растворе могут происходить химические реакции, Д. И. Менделеев предложил рассматривать растворы как жидкие, непрочные, определенные химические соединения в состоянии диссоциации.

Вместе с тем растворы нельзя считать химическими соеди­нениями в полном смысле этого слова, так как раствор одного и того же вещества может иметь разный количественный состав, а у химического соединения состав постоянный. Другими сло­вами, количества растворенного вещества и растворителя в рас­творе могут быть различными.

Растворами можно назвать физико-химические дисперсные системы, со­стоящие из двух или нескольких веществ и их непрочных химических соедине­ний.

Механизм растворения следующий. Молекулы растворителя со всех сторон окружают частицы растворяемого вещества и под действием сил межмолекулярного притяжения, которые в конце концов преодолевают силы сцепления между частицами растворяемого вещества, отрывают их друг от друга. Вследствие диффузии частицы растворяемого вещества постепенно равно­мерно распределяются по всему объему раствора. Такова сущ­ность процесса растворения в простейшем случае, если бы между растворителем и растворенным веществом не происходило химических процессов.

При растворении твердых веществ разрушение кристалли­ческой решетки растворяемого вещества и распределение его частиц в большом объеме всегда сопровождаются поглощением теплоты и влекут за собой охлаждение раствора. Если, например, поместить в стакан с водой кристаллы нитрата аммония NH4N03 и поставить стакан на кусочек влажного картона, то картон примерзнет к стакану, так как температура раствора падает ниже 0 °С

С другой стороны, при растворении в воде серной кислоты или щелочи раствор очень сильно разогревается и может даже закипеть. Выделение теплоты нельзя объяснить, если рассматри­вать растворение как простое смешивание. Объяснение этому явлению дает гидратная теория растворов Д. И. Менделеева.

Изучая свойства водных растворов серной кислоты, спирта ряда других веществ, Д. И. Менделеев пришел к выводу, что растворы представляют собой системы, состоящие не только из растворителя и растворенного вещества, но и из продуктов их взаимодействия — гидратных соединений различного состава гидратов.

Объясняя это явление, Д. И. Менделеев предположил, что и растворе между частицами растворяемого вещества и раство­рителя возникает взаимодействие, в результате чего происходит растворение и частицы растворенного вещества, распределяясь в объеме раствора, оказываются окруженными оболочками из молекул растворителя. Такая оболочка называется сольватной. Если растворителем является вода, то оболочка называется гидратной.

Молекулы воды из гидратной оболочки иногда вступают в реакцию с растворенным веществом, образуя химическое соеди­нение. Эти соединения называют кристаллогидратами, напри­мер CuS04 • 5Н20. Процесс образования гидратов — экзотерми­ческий химический процесс, сопровождающийся выделением теплоты, которая перекрывает расход энергии на разрушение кристаллической решетки.

3. Способы выражения количественного состава растворов

Известно, что растворимость твердых веществ и газов в во­де небеспредельна — при достижении определенной концентра­ции образуются насыщенные растворы. В то же время имеются вещества, которые могут смешиваться с водой в любых соотно­шениях (спирт, неорганические кислоты). Известно также, что на растворимость веществ влияют температура и давление. Рас­творимость твердых веществ с повышением температуры увели­чивается, газов — уменьшается. Повышение давления увеличи­вает растворимость газов.

Растворимость твердых веществ зависит также от природы растворяемого вещества. Различают вещества, хорошо раство­римые в воде (NaCl, KN03) NaOH, КОН, FeS04, FeCl3, MgCl2) KI), малорастворимые (CaS04) и практически нерастворимые (BaS04, AgCl, AgBr, СаСОз).

В лаборатории важно не просто знать, растворимо вещество или нет, а необходимо уметь готовить растворы со строго задан­ным содержанием в них растворенного вещества.

Для более точного определения количественного состава раствора используется расчет массовой доли растворенного ве­щества в растворе w.

Массовая доля растворенного вещества w— это отношение массы раство­ренного вещества т1к общей массе раствора т, выраженное в процентах.

w = m1/m100%.

Еще более точным способом определения количественного состава раствора является расчет его концентрации.

Концентрация раствора С — это отношение количества растворенного ве­щества vк общему объему раствора V.

С =v(моль)

V (л)

Задачи на определение массы веществ в растворе:

Какую массу соли и объем воды необходимо взять для приготовления:

  1. 50 г 0,5 %-ного раствора (ответ: 0,25 г, H2O - 49,75 мл);

  2. 60 г 1 %-ного раствора (ответ: 0,6 г, H2O - 59,4 мл);

  3. 70 г 2 %-ного раствора (ответ: 1,4 г, H2O - 68,6 мл);

  4. 40 г 0,4 %-ного раствора (ответ: 0,16 г, H2O - 39,84 мл);

  5. 80 г 0,2 %-ного раствора (ответ: 0,16 г, H2O - 79,84 мл);

  6. 90г раствора с массовой долей соли 0,001 (ответ: 0,09 г, H2O - 89,91мл);

  7. 60 г раствора с массовой долей соли 0,002 (ответ: 0,12 г);

  8. 50 г раствора с массовой долей соли 0,05 (ответ: 0,25 г);

  9. 70 г раствора с массовой долей соли 0,01 (ответ: 0,7 г);

  10. 120 г 10 %-ного раствора (ответ: 12 г);

  11. 90 г раствора с массовой долей соли 0,06 (ответ: 5,4 г);

  12. 150 г 2 %-ного раствора (ответ: 3 г);

  13. 150 г раствора с массовой долей соли 0,004 (ответ: 0,6 г);

  14. 200 г раствора с массовой долей соли 0,06 (ответ: 12 г);

  15. 140 г раствора с массовой долей соли 0,03 (ответ: 4,2 г);

Примеры:
Решение 1-ой задачи:

m (р-ра) = 50 г
(соли) = 0,005

m (соли) = ?

m (соли) = 50 г · 0,005 = 0,25 г соли
m (H2O) = 50 г - 0,25 г = 49,75 г
V (H2O) = 49,75 г ? 1 г/мл = 49,75
Ответ: m (соли) = 0,25 г

Задачи на определение массы веществ ,необходимой для получения раствора нужной концентрации :

  1. Какой объем воды надо прилить к 0,5 г сахара, чтобы получить 1 %-ный раствор? Ответ: 45,5 мл.;

  2. Какой объем воды надо прилить к 8 г соли, чтобы получить 2 %-ный раствор? Ответ: 392 мл.;

  3. Какую массу соли надо добавить к 200 мл воды, чтобы получить 3 %-ный раствор? Ответ: 6,2 г.;

  4. Какую массу соли надо добавить к 120 мл воды, чтобы получить 1 %-ный раствор? Ответ: 1,21 г.;

Примеры:
Решение 1-ой задачи:

1) m (сахара) = 0,5 г
(cах.) = 0,01 (1 %)

V(Н2О) = ?

1) m (р-ра) В 100 г р-ра – 1 г сахара
х - 0,5 г сахара
2) m (H2O) = 50 – 0,5 = 45,5 г
45,5 г
3) V(Н2О) = ------------ = 45,5 мл
1 г/мл
Ответ: V(Н2О) = 45,5 мл


Решение 3-ой задачи:

V(Н2О) = 200 мл
(соли) = 0,03 (3 %)

m (соли) = ?

1) 3 %-ный раствор – это на 100 г р-ра – 3 г соли и 97 г воды
2) m (200 мл Н2О) = 200 мл · 1 г/мл = 200 г
3) m (соли) = ?
3 г соли – на 97 г Н2О
х - 200 г Н2О
3 х 200
х = ---------- = 6,2 г.
97
Ответ: m (соли) = 6,2 г

Задачи на определение массовой доли веществ в растворе:

  1. Смешали 0,4 г соли и 200 мл воды. Какова массовая доля соли в полученном растворе? Ответ: 0,002.;

  2. Смешали 20 г сахара и 250 мл воды. Какова массовая доля сахара в полученном растворе? Ответ: 0,074.;

  3. Смешали 5 г сахара и 150 мл воды. какова массовая доля сахара в полученном растворе? Ответ: 0,032.;

  4. Смешали 2 г соли и 140 мл воды. Какова массовая доля соли в полученном растворе? Ответ: 0,014.;

  5. Смешали 0,5 г соли и 300 мл воды. Какова массовая доля соли в полученном растворе? Ответ: 0,00166.;

  6. Смешали гидроксид натрия NaOH в количестве 1 моль с 1 л воды. Какова массовая доля гидроксида натрия в полученном растворе? Ответ: 0,038;

  7. Смешали нитрат натрия NaNO3 в количестве 0,1 моль с 0,5 л воды. Какова массовая доля нитрата натрия в полученном растворе? Ответ: 0,0167;

Примеры:
Решение 1-ой задачи:

m (с) = 0,4 г
V(Н2О) = 200 мл

(с) = ?

m (H2O) = 200 мл х 1 г/мл = 200 г
m (р-ра) = 200 г х 0,4 г = 200,4 г
2) m (H2O) = 50 – 0,5 = 45,5 г
0,4 г
(c) = ---------- = 0,002 (0,2 %-ный)
200,4 г
Ответ: (с) = 0,002 (0,2 %-ный)

Решение 6-ой задачи:

(NaOH) = 1 моль
V(Н2О) = 1 л

(NaOH) = ?

m(NaOH) = 1 моль х 40 г/моль = 40 г
m (H2O) = 1000 мл х 1 г/мл = 1000 г
m (р-ра) = 1000 г + 40 г = 1040 г
40 г
(NaOH) = ------ = 0,038 (3,8 %)
1040 г
Ответ: (NaOH) = 0,038 (3,8 %)

Задачи на определение процентного содержания веществ в растворе:

  1. К 150 г 20 %-ного раствора соляной кислоты прилили 200 мл воды. Каково процентное содержание соляной кислоты во вновь полученном растворе? Ответ: 0,086 (8,6 %).;

  2. К 200 г 40 %-ного раствора серной кислоты прилили 80 мл воды. Каково процентное содержание серной кислоты во вновь полученном растворе? Ответ: 0,286 (28,6 %).;

  3. К 90 г 6 %-ного раствора поваренной соли прилили 200 мл воды. Каково процентное содержание поваренной соли во вновь полученном растворе? Ответ: 0,0186 (1,86 %).;

  4. К 140 г 15 %-ного раствора сахара долили 160 мл воды. Каково процентное содержание сахара во вновь полученном растворе? Ответ:0,07(7 %).;

  5. К 200 г 40 %-ного раствора уксусной кислоты долили 300 мл воды. Каково процентное содержание уксусной кислоты во вновь полученном растворе? Ответ: 0,16 (16 %).;

  6. К 80 г 30 %-ного раствора щелочи долили 420 мл воды. Каково процентное содержание щелочи во вновь полученном растворе? Ответ: 0,048 (4,8 %).;

  7. К 120 г 1 %-ного раствора сахара прибавили 4 г сахара. Каково процентное содержание сахара во вновь полученном растворе? Ответ: 0,042 (4,2 %).;

Примеры:
Решение 1-ой задачи:

m (p. HCl) = 150 г
(HCl) = 0,2 (20 %)
V(Н2О) = 200 мл

(HCl) = ?

m (HCl) = 150 г х 0,2 = 30 г
m (p-ра) = 150 г + 200 г = 350 г
m (H2O) = 200 мл х 1 г/мл = 200 г
30 г
(HCl) = ------------------= 0,086 (8,6 %)
350 г
Ответ: (HCl) = 0,086 (8,6 %).

Решение 7-ой задачи:

m (p. сахара) = 120 г
= 0,01 (1 %)
m(сахара) = 4 г

(сахара) = ?

m(сахара) = 120 г х 0,01 = 1,2 г
m(всего сахара) = 1,2 + 4 г = 5,2 г
m (р-ра) = 120 г + 4 г = 124 г
5,2 г
(cахара)= -------------- = 0,042 (4,2 %)
124 г
Ответ: 0,042 (4,2 %).

Задачи с использованием понятия – растворимость:

  1. Какую массу сульфата натрия можно получить при выпаривании 50г насыщенного раствора при t 35О С, если его растворимость 50 (на 100 г воды)? Ответ: 16,7 г.;

  2. Сколько грамм воды необходимо для растворения 30 г нитрата свинца, чтобы получился насыщенный раствор при t 60О С (растворимость его 105)? Ответ: 28,57 г Н2О.;

  3. Имеется 300 г насыщенного при t 15О С раствора нитрата калия. Сколько грамм нитрата калия здесь содержится, если его растворимость 25? Ответ: 60 г.;

  4. В 300 г насыщенного при t 55О С сульфата магния содержится 100 г сульфата магния. Определить его растворимость (коэффициент растворимости). Ответ: 50 г.;

  5. В 200 г раствора KСlO3 при t 30О С содержится 20 г KСlO3. Будет ли его раствор насыщенным, если его растворимость при t 30О С – равна 10? Ответ: будет насыщенным.;

  6. В 100 г воды при t 60О С растворяется 110 г нитрата калия, образуя насыщенный раствор. Какова массовая доля нитрата калия в таком растворе? Ответ: 0,524 (52,4 %).;

  7. Какая масса хлорида бария выкристаллизуется при выпаривании из 300 г насыщенного при t 90О С раствора, если его растворимость 55? Ответ: 106,45 г.;

Примеры:
Решение 1-ой задачи:

m (p. Na2SO4) = 50 г
Р(Na2SO4) = 50 г

m (Na2SO4) = ?

В 150 г р-ра – 50 г Na2SO4
в 50 г - х
50 г х 50 г
х = --------------- = 16,7 г
150 г
Ответ: 16,7 г Na2SO4

Решение 2-ой задачи:

m[Pb(NO3)2] = 30 г
Р(60О С) = 105 г

m (H2O) = ?

105 г Pb(NO3)2 - 100 г H2O
30 г - х
30 г х 100 г
х = ---------------- = 28,57 г
105 г
Ответ: 28,57 г H2O

Решение 4-ой задачи:

m (p. MgSO4) = 300 г
m (MgSO4) = 100 г

Р(MgSO4) = ?

m (H2O) = 300 г – 100 г = 200 г
В 200 г H2O – 100 г MgSO4
в 100 г - х
х=150 г
Ответ: Р(MgSO4) = 50 г

Решение 5-ой задачи:

m (p. KClO3) = 200 г
m (KClO3) = 20 г
Р(KClO3) = 10 г

Будет ли раствор
насыщенным?

m (H2O) = 200 г – 20 г = 180 г
В 100 г H2O – 10 г KClO3
в 180 г H2O – х
180 х 10 г
х = -------------- = 18 г
100 г
А в растворе 20 г KClO3, следовательно раствор
насыщенный.

Решение 6-ой задачи:

m (H2O) = 100 г
m (KNO3) = 110 г

(KNO3) = ?

m (р-ра) = 100 г + 110 г = 210 г
110 г
= --------- = 0,524 (52,4 %)
210 г
Ответ: 0,524 (52,4 %)

Решение 7-ой задачи:

m (p. BaCl2) = 300 г
Р(BaCl2) = 55 г

m (BaCl2 выкр.) = ?

В 155 г р-ра – 55 г BaCl2
в 300 г – х
300 г х 55 г
х = -------------------------- = 106,45 г
155 г
Ответ: 106,45 г.

Задачи на определение массы или объема вещества при добавлении его в раствор для изменения концентрации:

  1. Сколько миллилитров воды надо прилить к 80 г 5 %-ного раствора соли, чтобы получить 2 %-ный раствор? Ответ: 120 мл.;

  2. Сколько грамм соли надо добавить к 150 г 0,5 %-ного раствора этой соли, чтобы получить 6 %-ный раствор? Ответ: 8,78 г.;

  3. Сколько миллилитров воды надо прилить к 200 г 6 %-ного раствора сахара, чтобы получить 1,5 %-ный раствор сахара? Ответ: 600 мл.;

  4. Сколько воды надо прилить к 80 г 10 %-ного раствора гидроксида натрия, чтобы получить 3 %-ный раствор? Ответ: 186,7 мл.;

  5. Сколько грамм сахара надо добавить к 300 г 2 %-ного раствора, чтобы получить 5 %-ный раствор? Ответ: 9,47 г.;

  6. Сколько миллилитров воды надо добавить к 70 г 20 %-ного раствора серной кислоты, чтобы получить 3 %-ный раствор? Ответ: 396,7 мл.;

  7. Как сделать, чтобы 50 г 10 %-ного раствора поваренной соли превратить в 1 %-ный? Ответ: долить 450 мл H2O.;

Примеры:
Решение 1-ой задачи:

m (p. соли) = 80 г
(с) = 0,05 (5 %)
пол.(с) = 0,02 (2 %)

V(Н2О) = ?

1) m (соли) = 80 г х 0,005 = 4 г
2) m(Н2О) = 80 г – 4 г = 76 г
3) На 98 г Н2О – 2 г соли
х г Н2О – 4 г соли
350 г
х = 196 г Н2О
4)Долить надо 197 г – 76 г = 120 г
V(Н2О) = 120 г : 1 г/мл = 120 мл
Ответ: 120 мл.

Решение 2-ой задачи:

m (p-ра соли) = 150 г
(с) = 0,005 (5 %)
(с) = 0,06 (6 %)

m(соли) = ?

m (соли) = 150 г х 0,005 = 0,75 г
m(Н2О) = 150 г – 0,75 г = 149,25 г
m(соли) = ?
на 94 г Н2О – 6 г соли
на 149,25 г – х г соли
х = 9,53 г
m(соли добав.) = 9,53 г – 0,75 г = 8,78 г

Ответ: 8,78 г.

Задачи на определение процентного содержания или массовой доли веществ в растворе, полученном при смешивании растворов разной концентрации:

  1. Смешали 140 г 0,5 %-ного раствора соляной кислоты с 200 г 3 %-ного раствора соляной кислоты. Каково процентное содержание соляной кислоты во вновь полученном растворе? Ответ: 0,0197 (1,97 %).;

  2. Смешали 50 г 5 %-ного раствора серной кислоты с 80 г 20 %-ного раствора серной кислоты. Каково процентное содержание серной кислоты во вновь полученном растворе? Ответ: 0,142 (14,2 %).;

  3. Смешали 70 г 10 %-ного раствора азотной кислоты с 80 г 25 %-ного раствора азотной кислоты. Каково процентное содержание азотной кислоты во вновь полученном растворе? Ответ: 0,18 (18 %).;

  4. Смешали 60 г 2 %-ного раствора поваренной соли с 80 г 4 %-ного раствора поваренной соли. Каково процентное содержание поваренной соли во вновь полученном растворе? Ответ: 0,00314 (3,14 %).;

  5. Смешали 20 г 0,5 %-ного раствора сахара с 20 г 1 %-ного раствора сахара. Какова массовая доля сахара во вновь полученном растворе? Ответ: 0,0075 (0,75 %).;

  6. Какова массовая доля нитрата калия в растворе, полученном после смешивания 90 г 2 %-ного раствора и 110 г 5 %-ного раствора нитрата калия. Ответ: 0,0365 (3,65 %).;

Примеры:
Решение 1-ой задачи:

m (p) = 140 г
(HCl) = 0,005 (0,5 %)
m (p. HCl) = 200 г щ(HCl) = 0,03 (3 %)

(HCl) = ?

1) m (HCl) в 1ом р-ре
m (HCl) = 140 г х 0,005 = 0,7 г
2) m (HCl) во 2ом р-ре
m (HCl) = 200 г х 0,03 = 6 г
3) Общая m (HCl) = 6 г + 0,7 г = 6,7 г
4) m (p-ра полученного) = 140 г + 200 г = 340 г
5) Новая ?(HCl)
6,7 г
(HCl) = -------- = 0,0197 (1,97 %)
340 г
Ответ: (HCl) = 0,0197 (1,97 %)

Задачи на молярную концентрацию:

  1. Определить молярную концентрацию раствора серной кислоты, полученного при смешивании 25 мл 10-молярного раствора серной кислоты и 225 мл воды. Ответ: 1 моль.;

  2. Определить молярную концентрацию 73,8 %-ного раствора серной кислоты, плотность которого 1,655 г/мл. Ответ: 12,46 моль/л.;

  3. Определить молярную концентрацию 56,68 %-ного раствора азотной кислоты, плотность которого равна 1,356 г/мл. Ответ: 12,2 моль/л.;

  4. Определить молярную концентрацию 18 %-ного раствора соляной кислоты, плотность которого равна 1,089 г/мл. Ответ: 5,37 моль/л.;

  5. Какой объем 36,5 %-ного раствора соляной кислоты (пл. 1,18 г/мл) необходимо взять для приготовления 1000 мл 0,1 молярного раствора? Ответ: 8,47 мл.;

  6. Вычислите молярную концентрацию 10 %-ного раствора серной кислоты (пл. 1,07 г/мл). Ответ: 1,09 моль.;

  7. Определить массовую долю азотной кислоты в 4,97 молярном ее растворе, плотность которого 1,16 г/мл. Ответ: 27 %.;

  8. Вычислите молярную концентрацию 16 %-ного раствора сульфата меди II, плотностью 1,18 г/мл. Ответ: 1,18 моль/л.;

Примеры:
Решение 1-ой задачи:

V(p. H2SO4) = 25 мл
C(H2SO4) = 10 м/л
V(H2O) = 225мл

C(H2SO4) = ?

(H2SO4) - ? В 1000 мл – 10 моль
в 25 мл – х моль
х = 0,25 моль
V(р-ра) = 225 мл + 25 мл = 250 мл
C(H2SO4) - ? В 250 мл – 0,25 моль
в 1000 мл – х моль
х = 1 моль/л
Ответ: С = 1 моль/л.

Решение 2-ой задачи:

(H2SO4) = 0,738 (73,8 %)
(p) = 1,655 г/мл

С = ?

V(р) = 100 г : 1,655 г/мл = 60,42 мл
В 60,42 мл р. – 73,8 г H2SO4
в 1000 мл – х
х = 1221,45 г
1221,45 г
= ------------------------------- = 12,46 моль

98 г/мл
С = 12,46 моль/л
Ответ: С = 12,45 моль/л

Решение 5-ой задачи:

(HCl) = 0,365 ( 36,5 %)
(p-ра) = 1,18 г/мл
V(р) = 1000 мл
С(HCl) = 0,1 моль/л

V(36,5 % р-ра) = ?

В 1000 мл р-ра – 0,1 моль HCl (3,65 г)
в 100 г р-ра – 36,5 г HCl
х – 3,65 г
х = 10 г (р-ра)
V(р-ра) = 10 г : 1,18 г/мл = 8,4745 мл
Ответ: V = 8,4745 мл

Решение 7-ой задачи:

С(HNO3) = 4,97 моль/л
(p) = 1,16 г/мл

(HNO3) = ?

m (р) = 1000 мл х 1,16 г/мл = 1160 г
m (HNO3) = 4,97 моль х 63 г/моль = 313,11 г
313,11 г
= --------------------- = 0,27 (27 %)
1160 г
Ответ: = 0,27 (27 %).

Вопросы для самоподготовки по теме «Растворы»:

1. Для получения некоторых лаков приготавливают дисперсную систему из красителя и ацетона. Что является при этом дисперсной фазой и что диспер­сионной средой?

2. В чем отличие взвесей от коллоидных и истинных растворов?

3. Какой из компонентов раствора следует считать растворителем?

4. Можно ли считать растворы механическими смесями? Почему?

5. Можно ли растворы считать химическими соединениями? Почему?

6. Объясните, в чем сущность процесса растворения.

7. Почему процесс растворения бывает эндотермическим?

8. Чем отличаются тепловые явления, происходящие при растворении cepной кислоты, от тепловых явлений при растворении нитрата аммония? Как объясняет эти явления гидратная теория растворов Д. И. Менделеева?

Конец формы

II ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ.

1. ЭЛЕКТРОЛИТЫ. Дождливый день. На остановке троллейбуса люди складывают зонтики и заходят в салон. Вот один из них поставил ногу на ступеньку и тут же отпрянул: «Ой, током бьет!» Как же ток добрался до пассажира?

Еще на заре изучения электрических явлений ученые заметили, что ток могут проводить не только металлы, но и растворы. Но не всякие. Так, водные растворы поваренной соли и других солей, растворы сильных кислот и щелочей хорошо проводят ток. Растворы уксусной кислоты, углекислого и сернистого газа проводят его намного хуже. А вот растворы спирта, сахара и большинства других органических соединений вовсе не проводят электрический ток. Английский физик Майкл Фарадей еще в 30-е годы XIX века, изучая закономерности прохождения электрического тока через растворы, ввел термины «электролит», «электролиз», «ион», «катион», «анион». Электролит – вещество, раствор которого проводит электрический ток. Происходит это в результате движения в растворе заряженных частиц – ионов. Спустя много лет и в другой стране был придуман забавный стишок, позволяющий запомнить заряд ионов:

Для двух ребят подарков груз

ИОН взвалил себе на спину:

Для КАТИ ОН несет свой плюс,

Для АНИ ОН несет свой минус.

Причина появления в растворах заряженных частиц была совершенно непонятной. Само название «электролит» (от греч. lysis – разрушение, растворение) предполагало, что ионы появляются в растворе при пропускании через него электрического тока.

В 1887 году шведский физико-химик Сванте Аррениус, исследуя электропроводность водных растворов, высказал предположение, что в таких растворах вещества распадаются на заряженные частицы – ионы, которые могут передвигаться к электродам – отрицательно заряженному катоду и положительно заряженному аноду. Это и есть причина электрического тока в растворах. Данный процесс получил название электролитической диссоциации (дословный перевод – расщепление, разложение под действием электричества). Такое название также предполагает, что диссоциация происходит под действием электрического тока. Дальнейшие исследования показали, что это не так: ионы являются только переносчиками зарядов в растворе и существуют в нем независимо от того, проходит через раствор ток или нет.

Теория Аррениуса, с одной стороны, объясняла, почему растворы электролитов проводят ток, с другой стороны – объясняла увеличение числа частиц в растворе. Например, в растворе сульфат алюминия Al2(SO4)3 распадается сразу на пять ионов: два катиона алюминия Al3+ и три сульфат-аниона SO42–. За создание теории электролитической диссоциации Аррениус в 1903 году был удостоен Нобелевской премии по химии.

По степени диссоциации на ионы электролиты стали относить к сильным (полный распад на ионы) и к слабым (на ионы распадается только часть растворенного вещества). К сильным электролитам относятся щелочи, многие кислоты (серная, азотная, соляная), большинство солей. К слабым электролитам относятся уксусная СН3СООН, азотистая HNO2, сероводородная H2S, угольная Н2СО3, сернистая H2SO3, большинство органических кислот. Воду также можно отнести к слабым электролитам, так как лишь очень небольшая часть ее молекул находится в растворах в виде катионов Н+ и анионов ОН

 2.Теория электролитической диссоциации

( С. Аррениус, 1887г. )

 

1.      При растворении в воде (или расплавлении) электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (подвергаются электролитической диссоциации).

2.      Под действием электрического тока катионы (+) двигаются к катоду (-), а анионы (-) – к аноду (+).

3.      Электролитическая диссоциация - процесс обратимый (обратная реакция называется моляризацией).

4.      Степень электролитической диссоциации () зависит от природы электролита и растворителя, температуры и концентрации. Она показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n) к общему числу молекул, введенных в раствор (N).

 

 = n / N                     0<<1

 

3.Механизм электролитической диссоциации ионных веществ

 

При растворении соединений с ионными связями (например, NaCl) процесс гидратации начинается с ориентации диполей воды вокруг всех выступов и граней кристаллов соли.

Ориентируясь вокруг ионов кристаллической решетки, молекулы воды образуют с ними либо водородные, либо донорно-акцепторные связи. При этом процессе выделяется большое количество энергии, которая называется энергией гидратации.

4.Схема электролитической диссоциации.

Молекулы воды являются дипольными, т.е. один конец молекулы заряжен отрицательно, другой-положительно. Молекула отрицательным полюсом подходит к иону натрия, положительным-к иону хлора; окружают ионы со всех сторон и вырывают из кристалла, причём, только с его поверхности
Уравнение диссоциации можно записать следующим образом:

NaCl Na+ + Cl-

Электролитическую диссоциацию вызывает не только вода, но и неводные полярные растворители, такие как Жидкий аммиак и жидкий диоксид серы. Однако именно для воды характерно свойство ослаблять электростатическое притяжение между ионами в решётке выражено особенно ярко.
Свободные ионы, оказавшиеся в водном растворе окружаются полярными молекулами воды: вокруг ионов образуется гидратная оболочка, т.е. протекает процесс гидратации.

5.Механизм электролитической диссоциации полярных веществ

Аналогично диссоциируют и вещества, молекулы которых образованы по типу полярной ковалентной связи (полярные молекулы). Вокруг каждой полярной молекулы вещества (например, HCl), определенным образом ориентируются диполи воды. В результате взаимодействия с диполями воды полярная молекула еще больше поляризуется и превращается в ионную, далее уже легко образуются свободные гидратированные ионы.

6.Электролиты и неэлектролиты

Электролитическая диссоциация веществ, идущая с образованием свободных ионов объясняет электрическую проводимость растворов.

Процесс электролитической диссоциации принято записывать в виде схемы, не раскрывая его механизма и опуская растворитель (H2O), хотя он является основным участником.

CaCl2  Ca2++ 2Cl-

KAl(SO4)2 K+ + Al3+ + 2SO42-

HNO3  H+ + NO3-

Ba(OH) Ba2+ + 2OH-

 Из электронейтральности молекул вытекает, что суммарный заряд катионов и анионов должен быть равен нулю.

Например, для

Al2(SO4)3 –– 2 • (+3) + 3 • (-2) = +6 - 6 = 0

KCr(SO4)2 –– 1 • (+1) + 3 • (+3) + 2 • (-2) = +1 + 3 - 4 = 0

7. Сильные электролиты

Это вещества, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы. Как правило, к сильным электролитам относятся вещества с ионными или сильно полярными связями: все хорошо растворимые соли, сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4,HNO3) и сильные основания (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2,Sr(OH)2,Ca(OH)2).В растворе сильного электролита растворённое вещество находится в основном в виде ионов (катионов и анионов); недиссоциированные молекулы практически отсутствуют.

8.Слабые электролиты

Вещества, частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.

 К слабым электролитам относятся:

1)     почти все органические кислоты (CH3COOH, C2H5COOH и др.);

2)     некоторые неорганические кислоты (H2CO3, H2S и др.);

3)     почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);

4)     вода.

Они плохо (или почти не проводят) электрический ток.

СH3COOH  CH3COO- + H+

Cu(OH)2  [CuOH]+ + OH- (первая ступень)

[CuOH]+  Cu2+ + OH- (вторая ступень)

H2CO3  H+ + HCO- (первая ступень)

HCO3-  H+ + CO32- (вторая ступень)

 

9.Неэлектролиты

Вещества, водные растворы и расплавы которых не проводят электрический ток. Они содержат ковалентные неполярные или малополярные связи, которые не распадаются на ионы.

Электрический ток не проводят газы, твердые вещества (неметаллы), органические соединения (сахароза, бензин, спирт).

 10.Степень диссоциации. Константа диссоциации

 Концентрация ионов в растворах зависит от того, насколько полно данный электролит диссоциирует на ионы. В растворах сильных электролитов, диссоциацию которых можно считать полной, концентрацию ионов легко определить по концентрации (c) и составу молекулы электролита (стехиометрическим индексам).

 Концентрации ионов в растворах слабых электролитов качественно характеризуют степенью и константой диссоциации.

Степень диссоциации () - отношение числа распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу растворенных молекул (N):

 

 = n / N

и выражается в долях единицы или в % ( = 0,3 – условная граница деления на сильные и слабые электролиты).

Степень диссоциации зависит от концентрации раствора слабого электролита. При разбавлении водой степень диссоциации всегда увеличивается, т.к. увеличивается число молекул растворителя (H2O) на одну молекулу растворенного вещества. По принципу Ле Шателье равновесие электролитической диссоциации в этом случае должно сместиться в направлении образования продуктов, т.е. гидратированных ионов.

Степень электролитической диссоциации зависит от температуры раствора. Обычно при увеличении температуры степень диссоциации растет, т.к. активируются связи в молекулах, они становятся более подвижными и легче ионизируются.

Константа диссоциации (KD) - отношение произведения равновесных концентраций ионов в степени соответствующих стехиометрических коэффициентов к концентрации недиссоциированных молекул.

Она является константой равновесия процесса электролитической диссоциации; характеризует способность вещества распадаться на ионы: чем выше KD, тем больше концентрация ионов в растворе.

Диссоциации слабых многоосновных кислот или многокислотных оснований протекают по ступеням, соответственно для каждой ступени существует своя константа диссоциации:

 Первая ступень:

H3PO4  H+ + H2PO4-

 Вторая ступень:

H2PO4-  H+ + HPO42-

 Третья ступень:

HPO42-  H+ + PO43-

11. Диссоциация оснований, кислот и солей.

Мы уже говорили, что на ионы могут распадаться только соединения, молекулы которых построены по ион­ному или полярному типу связи, рассматривая это напримере NaCl и НС1. Что касается неполярных молекул, то они в водных растворах на ионы не распадаются.

Однако нередко встречаются вещества, в молекулах которых наблюдаются оба типа связи, например в молеку­ле едкого натра NaOH металл натрий связан с гидроксо-группой ионной связью, а водород с кислородом — кова-лентной. В молекуле серной кислоты H2S04 связь водорода с кислотным остатком более полярна, чем связь серы с кис­лородом. В молекуле нитрата алюминия A1(N03)3 алюми­ний связан с кислотным остатком ионной связью, а атомы азота с атомами кислорода — ковалентной. В таких слу­чаях распад молекулы на ионы происходит по месту ион­ной или наиболее полярной связи. Остальные связи не рас­щепляются.

Из сказанного следует, что ионами могут быть не толь­ко отдельные атомы, но и группы атомов. Например, гидроксил при диссоциации образует один анион ОН, кото­рый называется гидроксид-ионом. Кислотный остаток SO4 образует двухзарядный анион — сульфат-ион.

Теперь можно рассмотреть, на какие ионы диссоции­руют вещества, относящиеся к разным классам неоргани­ческих соединений. Подобно уравнениям химических реак­ций, уравнения диссоциации также можно записывать. Например, распад на ионы едкого натра записывают так:

NaOH —> Na+ + ОН-.

Определение оснований в свете теории электролитиче­ской диссоциации будет следующим: основаниями являют­ся такие электролиты, которые диссоциируют в растворе с образованием только катиона металла и гидроксид-анио­нов.

Вместо знака равенства в таких уравнениях, как пра­вило, ставят знак обратимости чтобы показать, что диссоциация-—процесс обратимый и при удалении раст­ворителя может протекать в обратную сторону.

Гидроксид кальция диссоциирует по уравнению:

Са(ОН)2 —СаОН+ + ОН-

т. е. сначала отделяется один ион ОН- и образуется гидроксо-ион СаОН+, а затем диссоциация идет глубже:

СаОН+Са2++ ОН-

Суммарно процесс выражается уравнением:

Са(ОН)2→ Са2+ + 20Н-

Для проверки правильности записи следует подсчитать суммарный положительный заряд катионов и суммарный от­рицательный заряд анионов. Они должны быть равны по абсолютной величине. В данном случае сумма положи­тельных зарядов +2, а отрицательных -2.

Кислотами являются электролиты, дис­социирующие в растворах с образованием в качестве ка­тионов только ионов водорода.

Распад на ионы кислот, как уже было сказано, про­исходит по наиболее полярной связи, т. е. между атомом водорода и кислотным остатком. Например, процесс дис­социации азотной кислоты выражается уравнением:

HN03 = Н+ + NO3-

У многоосновных кислот диссоциация протекает сту­пенчато, например у Н2С03:

Н2С03 →Н+ + НСО3-

НСОз - →Н+ + СО32-

При ступенчатой диссоциации распад сильно уменьша­ется от ступени к ступени, а на последней ступени он обычно очень невелик.

Солями называют электролиты, обра­зующие при диссоциации в качестве катионов ионы метал­ла, а в качестве анионов - ионы кислотного остатка.

Поскольку в молекулах солей между атомами металла и кислотным остатком существует ионная связь, соли дис­социируют соответственно с образованием катионов метал­ла и анионов кислотного остатка, например: A12(S04)3 = 2Al3+ + 3SO42-

Вопросы для самоподготовки по теме «Электролитическая диссоциация»

1. Чем отличается электролит от неэлектролита по типу химической связи и по поведению в растворе?

2. Почему для процесса электролитической диссоциации необхо­димо, чтобы растворитель имел дипольные молекулы, а электролит — ионный или полярный характер химической связи?

3. Почему вещества с неполярными молекулами не могут быть электролитами?

4. Сформулируйте, что такое электролитическая диссоциация. Вы­учите определение наизусть.

5. Что такое ионы?

6. Чем ионы отличаются от нейтральных атомов?

7. Какие ионы называются катионами, какие — анионами и по­чему?

8. Как отличить в записи ион от нейтрального атома (приведите примеры)?

9. Назовите следующие ионы: Fe2+, Fe3+, К+, Br-.

10. Напишите уравнения диссоциации следующих оснований, про­верив предварительно по таблице растворимости, хорошо ли они дис­социируют: гидроксид бария, гидроксид железа, гидроксид калия, гид­роксид стронция, гидроксид цинка, гидроксид лития.

11. Напишите уравнения диссоциации следующих кислот: серной, фосфорной, сероводородной, сернистой, соляной. Для двухосновных и многоосновных кислот пишите уравнения по ступеням.

12. Напишите уравнения диссоциации следующих средних солей: фосфата натрия, нитрата магния, хлорида алюминия, силиката калия, карбоната натрия, сульфида калия, нитрата меди (П), хлорида железа(Ш).

III. Химические реакции в водных растворах. Реакции между ионами. Ионные уравнения

  1. Ионные реакции.

Поскольку электролиты в растворах распадаются на ионы, то и реакции электролитов должны происходить между ионами.

Взаимодействие ионов в растворе называется ионной реакцией.

С участием ионов могут протекать как обменные, так и окислительно-восстановительные реакции. Рассмотрим об­менные реакции электролитов в растворе, например взаи­модействие между двумя солями:

NaСl + AgNO3 = AgCl + NaN03

Хлорид натрия и нитрат серебра как сильные электро­литы диссоциируют на ионы:

NaCl→Na++ Сl-

AgN03→ Ag+ +NO3-,

поэтому левую часть равенства можно записать так:

Na+ + Cl- + Ag+ + NO3-→…

Рассмотрим полученные в результате реакции вещества. AgCl- вещество нерастворимое, поэтому оно не будет диссоциировать на ионы, a NaN03 -соль растворимая, прекрасно диссоциирует на ионы по схеме:

NaN03→ Na+ + NO3-

NaN03 — сильный электролит, поэтому правая часть равенства пишется так:

…→Na++ NO3- + AgCl

Уравнение в целом будет иметь следующий вид:

Na+ + Сl- + Ag++ NO3- = Na+ + NO3- + AgCl

Такое уравнение называется полным ионным уравне­нием. Сокращая в этом уравнении подобные члены, получаем сокращенное ионное уравнение:

Ag+ + Сl-→ AgCl

2. Последовательность составления ионного уравнения:

1. Пишут в ионном виде формулы исходных продуктов (тех, которые диссоциируют).

2. Пишут в ионном виде формулы полученных продук­тов (тех, которые диссоциируют).

3. Проверяют, совпадает ли по абсолютной величине общее число положительных и отрицательных заря­дов ионов в левой части равенства, а затем в правой.

4. Проверяют, совпадает ли число одноименных ионов в левой и правой частях равенства (учитывая атомы, входящие в состав недиссоциирующего вещества).

5. Для составления сокращенного ионного уравнения находят в левой и правой частях уравнения подоб­ные члены с одинаковыми знаками и исключают их из уравнения, а затем записывают полученное сокра­щенное ионное уравнение.

Реакции обмена протекают до конца при следующих условиях:

1) если образуется осадок

2) если выделяется газ

3) если образуется вода.

3. Основания. Классификация. Состав и свойства.

Основаниями называются электро­литы, диссоциирующие в водных растворах с образо­ванием в качестве катионов ионов металла, а в качестве анионов — только гидроксид-ионов. Например:

NaOH = Na+ + ОН-

Са(ОН)2 = Са2+ + 20Н-

Классификация оснований по числу гидроксильных групп:

Однокислотные

Двухкислотные

Многокислотные

NaOH, AgOH

Са(ОН)2, Сu (ОН) 2

А1(ОН)3, Fe(OH)3

Классификация оснований по растворимости в воде:

Растворимые

Нерастворимые

NaOH,, Са(ОН)2 (малорастворим), КОН, Ва(ОН)2 и другие основания, образован­ные металлами главных подгрупп I и II групп, кроме Ве(ОН)2

Си (ОН) 2, Fe(OH)3, Fe(OH)2 и др.

Растворимые основания являются сильными электро­литами и носят название сильных оснований. Гидроксиды металлов главной подгруппы I группы являются наиболее сильными и в некоторых случаях носят название едких ще­лочей, например едкий натр NaOH, едкое кали КОН. Из­редка встречается название «едкий барит» Ва(ОН)2, не­смотря на то, что барий — металл II группы. Обычно осно­вания называют гидроксидами, например гидроксид каль­ция, гидроксид лития. Если металл может иметь в соеди­нениях разную степень окисления, то она проставляется рядом в скобках римской цифрой, например гидроксид меди (II), гидроксид железа (III) и т.д.

Основания являются твердыми веществами. Щелочи— это кристаллические вещества белого цвета, химически весьма стойкие, поэтому в хорошо закрытой посуде их мож­но долго хранить в лаборатории.

Едкие щелочи при попадании на кожу могут причинить сильные ожоги, поэтому кристаллические щелочи следует брать не руками, а только щипцами или пинцетом. При по­падании на кожу раствора щелочи необходимо прежде всего омыть раствор до исчезновения ощущения мылкости большим количеством воды, а затем нейтрализовать рас­твором борной кислоты.

Рассмотрим химические свойства оснований:

1. Растворимые основа­ния действуют на индика­торы. «Индикатор» в пере­воде значит указатель, определитель. С помощью вещества-индикатора опре­деляют, что имеется в из­бытке в данном растворе — кислота или щелочь. Изме­нение цвета индикатора дает ответ на этот вопрос. Мы здесь будет говорить о трех индикаторах: лакмусе, ко­торый в нейтральной среде (вода) имеет фиолетовую окраску, о фенолфталеине (в нейтральной среде бес­цветен), о метиловом оран­жевом (в нейтральной сре­де желтый). В щелочах лакмус синеет, фенолфтале­ин становится малиновым, а метиловый оранжевый становится желтым.

Однозначное действие на индикаторы всех раствори­мых оснований объясняется наличием в их растворах большой концентрации гидроксид-иона ОН-.Такие рас­творы называют щелочными.

2. Растворимые основа­ния (условимся в дальней­шем именовать их щелоча­ми) могут вступать во взаи­модействие с кислотными оксидами:

Са(ОН)2 + С02 = СаСОз + Н2О

Са2+ + 20Н- + С02 = СаС03 + Н2О

3. Все основания могут вступать в реакцию с кисло­тами. При этом образуются соль и вода. Реакция между основаниями и кислотами, в процессе которой образуются нейтральная соль и вода, называется реакцией нейтрали­зации):

NaOH + HNO3 = NaN03+ Н20

Na+ + ОН- + Н++ NO3 = Na++ NO3- + H20

H+ + ОН-2О

Поскольку щелочи и кис­лоты являются веществами главным образом бесцвет­ными, а в процессе реакции образуются также бесцвет­ные вещества, то реакцию между ними следует прово­дить в присутствии индика­тора, который поможет об­наружить наличие реакции. На этой реакции в количе­ственном анализе основан метод нейтрализации.

4. Щелочи могут реаги­ровать с растворимыми со­лями. При этом образуют­ся новая соль и нераствори­мое основание:

FeCl3+3NaOH = Fe(OH)3↓ + 3NaCl

Fe3+ + ЗСl- + 3Na+ + ЗОН- = Fe(OH)3↓ + 3Na+ + ЗСl-

3+ + ЗОН- = Fe(OH)3

Cu(OH)2 + 2HC1 = CuCl2 + 2Н2О

Cu(OH)2 + 2H+ + 2Сl- = Сu2+ + 2Сl-+ 2H20

Cu(OH)2 + 2H+= Cu2+ + 2H20

Нерастворимые основа­ния под действием кислот растворяются. Это является

достаточно ярким признаком реакции

4. Нерастворимые осно­вания с солями не реаги­руют

5. Многие основания, особенно нерастворимые, могут разлагаться на основной оксид и воду:

Cu(OH)2 = СuО + Н20

Нерастворимые основания постепенно разлагаются даже при обычных условиях, а растворимые — только при сильном прокаливании. Что касается едких щелочей NaOH, КОН и др., то они практически совсем не подвержены раз­ложению.

4. Кислоты. Классификация. Состав и свойства.

Кислотами называются электролиты, диссоциирующие в водных растворах с образованием в качестве катионов только ионов водорода, а в качестве анионов — анионы кислотного остатка.

Например, диссоциация азотной кислоты выражается следующим равенством:

HNO→Н+ + NO3-

Названия кислот зависят от названия центрального атома, образующего кислоту, например:

H2S04— серная кислота,

HN03 — азотная кислота.

Классификация кислот по составу

Кислородные кислоты

Бескислородные кислоты

формула

название

формула

название

H24

Серная

НС1

Соляная

HNО3

Азотная

H2S

Сероводородная

Н2СО3

Угольная

НВг

Бромоводородная

Н3РО4

Фосфорная

HI

йодоводородная

H23

Сернистая

HF

Фтороводородная

H2SiО3

Кремниевая

HBr

Бромоводородная

Классификация кислот по основности

Одноосновные кислоты

Двухосновные кислоты

Многоосновные

кислоты

НСl

H24

Н3Р04

HNO3

Н2СО3

НВг

H23

HI

H2SiО3

Если элемент образует две или несколько кислот, то названия отличаются друг от друга окончаниями: H2S04— серная кислота (сера в высшей положительной степени окисления), H2S03—сернистая кислота (сера в низшей положительной степени окисления).

Среди кислот лишь кислородные кислоты имеют соот­ветствующие ангидриды. Например, серной кислоте H24 соответствует серный ангидрид SО3, фосфорной кислоте-Н3РО4 — фосфорный ангидрид Р2 О5 и т. д.

Если кислота бескислородная, то к названию элемен­та добавляется окончание «водородный»: H2S — сероводо­родная кислота, НВг — бромоводородная кислота и т. д.

Бескислородные кислоты представляют собой летучие-водородные соединения элементов главных подгрупп VI— VII группы, растворенные в воде. Ангидридов эти кисло­ты, естественно, не имеют. Они также не могут быть вы­делены в безводном состоянии.

По степени диссоциации кислоты разделяют на силь­ные, средние и слабые Классификация кислот по степени диссоциации:

Сильные кислоты

Средние кислоты

Слабые кислоты

HC1

Н3Р04

H2SiО3

HNО3

H23

Н2СО3

H24

H2S

По физическим свойствам большая часть минеральных кислот представляет собой жидкости. Имеется и твердая кислота — фосфорная. Это кристаллическое вещество

Кислородные и бескислородные кислоты обладают об­щими химическими свойствами.

1. Кислоты действуют на индикаторы. Лакмус в кис­лотах становится розовым, фенолфталеин остается бес­цветным, а метиловый оранжевый становится красным. Оди­наковое действие кислот на индикаторы объясняется по­вышенной концентрацией ионов водорода в растворе в связи с диссоциацией кислот.

2. Кислоты вступают в реакцию с металлами:

Zn + 2НС1 = ZnCl2 + H2

Реакция с выделением водорода происходит лишь в том случае, если кислота сильная (кроме азотной) и если вступающий в реакцию металл активнее водорода и по­этому может вытеснять его из кислот.

Для того чтобы определить, достаточно ли активен ме­талл, пользуются электрохимическим рядом напряжений металлов. Впервые этот ряд был составлен эксперименталь­ным путем и изучен русским ученым Н. И. Бекетовым (см. «Электрохимический ряд напряжений металлов»).

Металлы в этом ряду расположены в порядке убыва­ния их активности. Это связано с энергией, необходимой для отрыва валентных электронов. Чем активнее металл, тем легче он отдает электроны, тем меньшая энергия для этого требуется. Все металлы, стоящие в этом ряду левее водорода, активнее его и могут восстанавливать его из кислот. Все металлы, стоящие правее водорода, имеют малую активность и водород из кислот не восстанавли­вают.

3.Кислоты могут вступать в реакцию с основными ок­сидами:

Fe2О3 + 3H24 = Fe2(SО4)3 + 3H2О

Fe2О3 + 6Н+ + 3SO42- = 2Fe3++ 3SО42- + 3H20

Fe2О3 + 6H+ = 2Fe3+ + 3H2О

4.Кислоты реагируют с любыми основаниями (реакция нейтрализации):

Са(ОН)2 + 2НС1 = СаС12 + 2Н20

Са2+ + 20Н- + 2Н+ + 2Сl- = Са2+ + 2Сl- + 2Н20

Н+ + ОН- = Н2О

5. Кислоты вступают в реакцию с солямив том слу­чае, если при этом образуется нерастворимый в кислотах осадок или если реагирующая кислота сильнее, чем кис­лота, образовавшая соль. Первому условию удовлетворяет реакция:

AgNO3 + HCI = AgCl↓+ HNO3

Ag+ + NO3 + H+ + Сl- = AgCl↓+ H+ + NO3-

Ag+ + Cl- = AgCl↓

а второму реакция

CaC03 + 2HC1 = СаС12 + H2C03

CaC03 + 2H+ + 2CI- = Ca2+ + 2Сl- + C02↑ + H20

CaC03 + 2H+ = Ca2+ + C02↑ + H20

5. Соли. Классификация, состав и свойства.

Солями называются электролиты, диссоциирующие в водных растворах с образованием обязательно катиона металла и аниона кислотного остатка.

Классификация солей

Средние (нормальные) соли

Кислые соли

Основные соли

Двойные соли

Комплексные соли

Na2S04

Са3(Р04)2

MgC03

NaHCO3

Са(Н2Р04)2

KHS03

Си2(ОН)2С03

Fe(OH)Cl2

Al(OH)2N03

KA1(S04)2

KNaC03

KCr(S04)2

K3[Fe(CN)6] Fe4[Fe(CN)6]3

При написании формул любых солей необходимо руко­водствоваться одним правилом: суммарные заряды катио­нов и анионов должны быть равны по абсолютной вели­чине.

1. Все средние соли являются сильными электролитами илегко диссоциируют:

Na2S042Na+ + SO42-

2.Средние соли могут взаимодействовать с металлами, стоящими в ряду напряжений левее металла, входящего в состав соли:

Fe + CuS04 = Сu + FeS04

2. Соли реагируют со щелочами и кислотами по прави­лам, описанным в разделах «Основания» и «Кислоты»:

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓+ 3NaCl

Fe3+ + 3C1- + 3Na+ + ЗОН-↓ = Fe(OH)3 + 3Na+ + ЗСl-

Fe3+ + 30H- = Fe(OH)3

Na2S03 + 2HC1 = 2NaCl + H2S03

2Na+ + SO42- + 2H+ + 2Сl- = 2Na+ + 2Сl- + S02↑ + H20

2H+ + SO42- = S02↑ + H2O

3. Соли могут взаимодействовать между собой, в ре­зультате чего образуются новые соли:

AgN03 + NaCl = NaN03 + AgCl↓

Ag+ + NО3 + Na+ + CI- = Na+ + N03- + AgCl↓

Ag+ + Cl- = AgCI↓

Поскольку эти обменные реакции осуществляются в основном в водных растворах, они протекают лишь тогда, когда одна из образующихся солей выпадает в осадок.

6.Оксиды. Классификация. Свойства.

Классификация

Солеобразующие оксиды - взаимодействуют с кислотами и основаниями, образуя соли.

Несолеобразующие оксиды- не

взаимодействуют с кислотами и основаниями, не образуют соли.

CaO, SO2

СО, NO


В свою очередь солеобразующие оксиды бывают:

Основные - образованы атомами металла

Кислотные – образованы атомами

неметалла

СaO

SO2

Рассмотрим химические свойства основных оксидов:

1.Взаимодействие с водой:

СaO +Н2О→ Сa(OH)2

2. Взаимодействие с кислотными оксидами:

СaO+ SO2→ СaSO3

3.Взаимодействие с кислотами

СaO+ 2НС1 = СаС12 + Н2О

СaO + 2Н+ + 2Сl- = Са2+ + 2Сl- + Н2О

СaO + 2Н+ = Са2+ + Н2О

Рассмотрим химические свойства кислотных оксидов:

1.Взаимодействие с водой:

SO22О→H2SO3

2. Взаимодействие с основными оксидами:

СaO+ SO2→ СaSO3

3.Взаимодействие с основаниями:

Са(ОН)2 + SO2 = СаSОз + Н2О

Са2+ + 2OН- + SO2 = СаSO3 + Н2О

Вопросы для самоподготовки по теме «Химичесие реакции в водных растворах»:

1. Какие реакции называются ионными?

2. Как составляются полное ионное и сокращенное ионное урав­нения?

3. Составьте молекулярные, полные ионные и сокращенные ионные уравнения следующих реакций:

а) хлорид хрома (Ш)+нитрат серебра;

б) хлорид железа(III)+едкий натр;

в) сульфид натрия + соляная кислота;

г) гидроксид кальция + азотная кислота;

д) хлорид натрия + нитрат свинца;

е) нитрат бария+сульфат натрия;

ж) сульфат алюминия + едкое кали;

з) хлорид бария + сульфат марганца;

и) фосфат натрия+хлорид кальция.

4. Составьте ионные уравнения реакции; укажите, какие из них будут обратимы и почему:

а) едкий натр + хлорид калия;

б) сульфат железа (III)+хлорид бария;

в) хлорид магния+нитрат натрия;

г) нитрат железа (III) +едкое кали;

д) хлорид цинка+едкий натр;

е) сульфат натрия + хлорид меди (П).

5. Укажите, могут ли находиться в растворе одновременно ионы: а) Ва2+ и SO42-; б) Са2+ и Mg2+; в) Сu2+ и ОН-; г) Fe3+ и S042-; д) S2- и Na+; е) Р043- и Mg2+.

6. Напишите несколько уравнений реакций нейтрализации и вы­делите для них общее сокращенное ионное уравнение.

7. Пользуясь периодической системой, напишите формулы сле­дующих оснований и укажите, к какой группе по числу гидроксид-ио­нов и по растворимости они относятся: а) гидроксид лития; б) гид­роксид стронция; в) гидроксид галлия; г) гидроксид алюминия; д) гидроксид калия; е) гидроксид меди (П); ж) гидроксид желе­зами.

8. С какими из перечисленных веществ будет реагировать едкое кали: а) хлорид цинка; б) оксид кальция; в) оксид серы (IV); г) кремниевая кислота; д) карбонат магния; е) карбонат натрия; ж) нитрат меди (П)? Подтвердите свой вывод уравнениями реакций в молекулярной и ионной форме.

9. Рассчитайте, сколько гидроксида кальция вступит в реакцию с 280 г азотной кислоты, если она содержит 10% примесей

10. Какой объем оксида углерода (IV) израсходуется на реакцию с 10 г едкого натра, содержащего 20% примесей?

11. Сколько получится соли при реакции 570 г гидроксида бария с серной кислотой, если гидроксид бария содержит 10% примесей?

12. Имеются медь, кислород, соляная кислота, вода, металличе­ский натрий. Каким образом, пользуясь только этими веществами, можно получить гидроксид меди?

13. В трех колбах находятся растворы: в одной — азотной кис­лоты, в другой — гидроксида натрия, в третьей — гидроксида бария; в четвертой колбе — вода. Как определить, в какой колбе какой рас­твор? Какие реактивы для этого требуются?

14. Сколько оксида кальция потребуется для получения 37 г гид­роксида, если оксид содержит 20% примесей?

15. Какой объем оксида углерода (IV) израсходуется на реакцию с 500 мл 2 н. раствора едкого кали?

16. Напишите формулы следующих солей: а) фосфат магния; б)гидрофосфат магния; в) сульфит свинца; г) гидросульфат бария; д) гидросульфит бария; е) силикат калия; ж) нитрат алюминия; м) хлорид меди (II); и) нитрат кальция; к) карбонат калия; л) гидросульфат алюминия; м) дигидроксосульфат алюминия.

IY. Гидролиз солей

Специфическим свойством солей является их способность гидролизоваться — подвергаться гидролизу (от греч. «гидро» — вода, «лизис» — разложение), т.е. разложению под действием воды.

1. При гидролизе соли, образованной катионом сильногооснования и слабой кислоты,например K2S, сульфид калия диссоциирует на ионы как сильный электролит:

K2S = 2К+ + S2-

Анион серы S2- является анионом слабой сероводород­ной кислоты, которая диссоциирует плохо. Это приводит к тому, что анион S2- начинает присоединять к себе из воды катионы водорода, постепенно образуя малодиссоциирующие группировки:

1) S2- + НОН →HS- + ОН-

2) HS- + HOHH2S+ ОН-

Вторая стадия процесса протекает значительно слабее, так как ионы ОН- накапливаются в растворе, а повыше­ние их концентрации приводит к смещению равновесия в сторону исходных веществ.

Поскольку в растворе накапливаются анионы ОН-, то реакция среды становится щелочной. Таким образом, при гидролизе солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, реакция среды всегда бывает щелочная.

Запись в молекулярной форме выглядит следующим об­разом:

1) K2S + НОН →KHS + КОН

2) KHS + НОН →H2S + КОН

2. Если берут соль, образованную катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, например Fe(N03)3, то при ее диссоциации образуются ионы: Fe (NO3)3 Fe3+ + 3NO3-

Катион железа Fe3+ является катионом слабого осно­вания — гидроксида железа, который диссоциирует очень плохо. Это приводит к тому, что катион Fe3+ начинает при­соединять к себе из воды анионы ОН-, образуя при этом малодиссоциирующие группировки:

1) Fe3+ + HOH→(FeOH)2+ + H+

На второй ступени:

2) Fe(OH)2++HOH →Fe(OH)2++ Н+

И, наконец, в очень малой степени может осуществиться и третья ступень гидролиза:

3) Fe(OH)2+ + НОН→ Fe(OH)3 + Н+

Как видно из записи уравнений, в растворе накапливаются катионы водорода. Следовательно, раствор данной соли будет иметь иметь кислую реакцию.

В молекулярной форме запись выглядит следующим образом

1) Fe (NO3)3 + НOН→ FeOH(N03)2 + HN03

2) FeOH(NO3)2 + НОН →Fe(0H)2N03 + HN03

Fe(0H)2N03 + НОН→ Fe(0H)3+HNO3

Такимобразом, при гидролизе соли, образованной слабымоснованием и сильной кислотой, реакция среды всег­да кислая.

3.Если соль образована катионом сильного основания и анионом сильной кислоты, то ни катион, ни анион не присоединяет ионов воды и реакция остается нейтральной. Гидролиз практически не происходит.

4. Если соль образована катионом слабого основания анионом слабой кислоты, то такая соль может подвергаться сразу полному и необратимому гидролизу. Например, если сульфид алюминия A12S3, полученный сжиганием алюминия в порошке серы, бросить в воду, то моментально произойдет бурная реакция гидролиза:

Al 2S3+ 6HOH = 2Al(OH)3+3H2S↑

В результате образуется осадок А1(ОН)3 ↓ и выделится сероводород. Этот гидролиз необратим, поэтому при реакции обмена в растворе A12S3 получить нельзя. Вместо негообразуются продукты гидролиза. В связи с этим, напри-

мер, уравнение реакции между А1С13 и Na2S в растворе нужно записывать так:

AICl3 + 3Na2S + 6Н20 = 2А1(ОН)3↓ + 6NaС1 + 3H2S

Таким образом, гидролиз солей — это обменная реак­ция их с водой.

На гидролиз влияет не только природа вещества, но и другие факторы, например разбавление раствора: увеличение количества воды в растворе усиливает гидро­лиз. При нагревании гидролиз также усиливается.

Таким образом, гидролиз — явление, существенно воз­действующее на течение химических процессов, чего нель­зя не учитывать.

Вопросы для самоподготовки по теме «Гидролиз»

1 .Что такое гидролиз и от каких факторов он зависит?

2 .Среди перечисленных ниже солей укажите те, которые в растворе подвергаются гидролизу: NaNО3, Cr2(SO4)3, АlCl3, СаСl2, K2SiО3. Составьте уравнения тех реакций гидролиза, которые осу­ществимы.

V.Электролиз

Если в раствор или расплав электролита опустить электроды и пропустить постоянный электрический ток, то ионы начнут двигаться направленно: катионы — к катоду (отрицательно заряженному электроду), анионы — к аноду (положительно заряженному электроду).

На катоде катионы принимают электроны и восстанавливаются. На аноде анионы отдают электроны и окисляются, процесс называют электролизом.

Электролиз - это окислительно-восстановительно-восстановительный процесс протекающий на электродах при прохождении электрического тока через расплав или раствop электролита.

Простейший пример таких процессов — электролиз расплавов солей.

Рассмотрим процесс электролиза хлорида натрия:

NaCl → Na+ + Сl-

Под действием электрического тока Na+ движутся к катоду и принимают от него электроны:

Na++1e→Na0 (восстановление)

Ионы Cl- движутся к аноду и отдают ему электроны:

2Cl-- С120 (окисление)

Сумарное уравнение процессов:

2 Na++2Cl-→ Na0 +С120

На катоде образуется металлический натрий, на катоде газообразный хлор.

Сложнее дело обстоит в случае электролиза растворов электролитов.

В растворе соли, кроме ионов металла и кислотного остатка, присутствуют молекулы воды. Поэтому при рассмотрении процессов на электродах необходимо учитывать их участие вэлектролизе.

Для определения продуктов электролиза водных раствором электролитов существуют следующие правила:

1. Процесс на катоде зависит не от материала катода, из которого он сделан, а от положения металла (катиона электролита) в электрохимическом ряду напряжений, при этом если:

1.1. Катион электролита расположен в ряду напряжений с начала

ряда по А1 включительно, то на катоде идет процесс восстановления воды (выделяется водород Н2). Катионы металла не восстанавливаются, они остаются в растворе.

1.2. Катион электролита находится в ряду напряжений междуалюминием и водородом, то на катоде восстанавливаются одновременно и ионы металла, и молекулы воды.

1.3. Катион электролита находится в ряду напряжений после водорода, то на катоде восстанавливаются катионы металла.

Li, К, Сa, Na, Mg, Al Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb, Н Сu, Ag, Hg, Pt, Au

Не восстанавливаются, Возможно выделение Восстанавливаются

выделяется Н2: металла и водорода выделяется металл

2H2O+2e→Н2+2ОH- 2H2O+2e→Н2+2ОH-

2. Процесс на аноде зависит от материала анода и от природы аниона

ляется металл анода, несмотря на природу аниона.

Если анод не растворяется (его называют инертным-графит, золото, платина), то:

а) при электролизе растворов солей бескислородных кислот кроме фторидов) на аноде идет процесс окисления аниона;

б) при электролизе растворов солей кислородсодержащих кислот и фторидов на аноде идет процесс окисления воды (выделяется 02). Анионы не окисляются, они остаются в растворе:

на аноде: 2H2O-4e→O2+4H+

Пример электролиза растворов солей:

а) 2КCl+2Н2O→ H2↑+Сl2↑+2KOH

(катод) 2H++2e→ H20 │ 1

(анод) 2Cl- -2е→ Сl2 │ 1

На аноде окисляются анионы Cl, а не кислород молекул воды, т.к. электроотрицательность хлора меньше, чем кислорода, и следовательно, хлор отдаёт электроны легче, чем кислород.

Электролиз широко применяется в ряде производств. Это единственный экономически выгодный промышленный путь получения активных металлов: калия, натрия, алюминия, а также неметаллов: хлора, фтора. Электролиз можно использовать для очистки металлов, покрытия одного металла другим для защиты от коррозии.

Вопросы для самоподготовки по теме «Электролиз»

1. Почему при элекролизе расплава NaCl можно получить металлический натрий, а при элекролизе раствора NaCl его получить нельзя?

2. Чем объяснить, что в растворе при элекролизе NaCl обрауется щёлочь NaOH?

3 .Где применяется электролиз?

Тест № 1

Электролитическая диссоциация

1.Сильными электролитами являются все вещества, указанные в ряду

1. KOH, HNO3, H2SO4

2. H2S, H2SO3, H2SO4

3. Mg Сl2, CH3COOH, NaOH

4. H2S, CH3COOH, H2SO3

2. Слабым электролитом является кислота

1. иодоводородная

2. сероводородная

3. азотная

4. хлороводородная

3. Электролитом не является

1. расплав гидроксида натрия

2. азотная кислота

3. раствор гидроксида натрия

4. этиловый спирт

4. Ионы I- образуются при диссоциации

1. KIO3

2. KI

3. CH3CH2I

4. NaIO4

5. В качестве анионов только ионы OH- образуются при диссоциации

1. CH3OH

2. Zn(OH)Br

3. NaOH

4. CH3COOH

6. В качестве катионов только ионы H+образуются при диссоциации

1. NaOH

2. NaH2PO4

3. H2SO4

4. NaHSO4

7. Электрическая лампочка загорится при опускании электродов в раствор

1. формальдегида

2. ацетата натрия

3. глюкозы

4. метилового спирта

8. Диссоциация по трём ступеням возможна в растворе

1. хлорида алюминия

2. нитрата алюминия

3. ортофосфата калия

4. ортрфосфорной кислоты

9. Наиболее слабым электролитом является

1. HF

2. HCl

3. H Br

4. HI

10. Одновременно не могут находиться в растворе ионы группы

1. Fe3+, K+, H+, Cl-, SO42-

2. Fe2+, Na +, NO3-, SO42-

3. Ba2+, Li+, NO3-, S2-

4. .Ba2+, Cu2+,OH-, F-

Тест № 2

«Химические реакции в водном растворе»

1. Одновременно не могут находиться в растворе ионы группы:

1. K+, H+, NO3, SO4

2. Ba2+, Cu2+, OH-, F-

3. H3O+, Ca2+, Сl-, NO3

4. Mg2+, H3O+, Br-, Сl-

2. Гидроксид калия реагирует, образуя осадок, с

1. NaСl 3. CuСl2

2. NH4Сl 4. BaСl2

3. При взаимодействии водных растворов хлорида кальция и карбоната натрияв осадок выпадает:

1. оксид кальция

2. гидроксид кальция

3. карбонат кальция

4.гидрокарбонат кальция

4. Нерастворимая соль образуется при взаимодействии

1. KOH (р-р) и H3PO4 (р-р)

2. HNO3 (р-р) и CuO

3. HСl (р-р) и MgNO3 (р-р)

4. Ca(OH)2(р-р) и CO2

5. Газ выделяется при взаимодействии растворов

1. сульфата калия и азотной кислоты

2. хлороводородной кислоты и гидроксида хрома

3. серной кислоты и сульфита калия

4. карбоната натрия и гидроксида бария

6. Осадок образуется при взаимодействии раствора NaOHc

1. CO2

2. BaСl2

3. FeSO4

4. H3PO4

7. Нерастворимое основание образуется при сливании растворов

1. карбоната натрия и хлороводородной кислоты

2. бромида меди и гидроксида калия

3. гидроксида натрия и нитрата бария

4. хлорида стронция и серной кислоты

8. Сокращённое ионное уравнение Cu2++S2-CuS соответствует взаимодействию

1. сульфата меди и сульфида аммония

2. гидроксида меди и сероводорода

3. гидроксида кальция и углекислого газа

4. фосфата кальция и карбоната калия

9. К реакциям ионного обмена относится

1. горение сероводорода

2. разложение гидроксида железа (III)

3. гидролиз карбоната натрия

4. алюминотерапия

10. Совместно находиться в растворе могут

1. катион натрия и гидроксид ион

2. катион цинка и гидроксид ион

3. катион алюминия и гидроксид ион

4. катион меди и гидроксид ион

Тест № 3

Гидролиз. Электролиз

1. Щелочную среду имеет раствор

1. Pb(NO3)2 3. NaCl

2. Na2CO3 4. NaNO3

2. В водном растворе какого вещества среда нейтральная

1. NaNO3 3. FeSO4

2. (NH4)2 SO4 4. Na2S

3. Кислую среду имеет водный раствор

1. карбоната калия

2. хлорида меди

3. нитрата натрия

4. иодида калия

4. Гидролизу не подвергается соль

1.КCl3. FeCl2

2. K2CO3 4. ZnSO4

5. Установите соответствие между формулой соли и типом её гидролиза

Формула соли Тип гидролиза

1. CrCl3 а) по катиону

2. BaS б) по аниону

3. CuSO4 в) по катиону и аниону

4. K2S

6. Установите соответствие между названиями солей и средой их раствора

Формула соли Среда раствора

1. нитрат калия а) кислая

2. сульфат железа (II) б) нейтральная

3. карбонат калия в) щёлочная

4. хлорид алюминия

7. При электролизе водного раствора какой соли на катоде и аноде будут выделяться газообразные вещества

1. AgNO3

2. KNO3

3. CuCl2

4. SnCl2

8. Выделение кислорода происходит при электролизе водного раствора соли

1. MgCl2

2. CuSO4

3. NaBr

4. FeBr3

9.Азотная кислота накапливается в электролизёре при пропускании электрического тока через водный раствор

1. нитрата кальция 3. нитрата алюминия

2. нитрата серебра 4. нитрата цезия

10. Установите соответствие между формулой вещества и продуктами электролиза его водного раствора на инертных электродах

формула вещества Продукты электролиза

1. Al2 (SO4) а) гидроксид металла , кислота

2. CsOH б) металл, галоген

3. Нg(NO3) в) металл, кислород

4. АuBr3 г) водород, галоген

д) водород, кислород

е) металл, кислота, кислород

Эталон ответов

№ вопроса

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

Тест №1

1

2

4

2

3

3

2

4

4

4

Тест №2

2

3

3

4

3

3

2

1

3

1

Тест №3

2

1

2

1

1-а

2-б

3-а

4-б

1-б

2-а

3-в

4-а

2

2

2

1-д

2-д

3-е

4-б

Литература

  1. Ахметов Н.С., Общая и неорганическая химия. М.: Высшая школа, 2009.

  2. Габриэлян O.С., Неорганическая химия 9 класс «Дрофа» 2008г

  3. Габриэлян O.С. Общая химия 11 класс «Дрофа» 2008г

  4. Глинка Н.Л., Общая химия. КноРус, 2009.

  5. Егоров А.С. и др. Химия. Пособие репетитор для поступающих в ВУЗы. Ростов-на-Дону. Феникс,2003.

  6. Каверина А.А., Медведев Ю.Н., Добротин Д.Ю.-Химия. Сборник экзаменационных заданий «Эксмо»- 2010 г.

  7. Кузьменко Н.Е., Еремин В.В. Начала химии. Современный курс для поступающих в вузы. М.: Экзамен, 2002.

  8. Пустовалова Л.М., Никанорова И.Е.,Неорганическая химия. Ростов-на-Дону. Феникс. 2005.

  9. Хомченко Г.П., Химия для поступающих в вуз. М.: Новая Волна, 2007.

  10. Чернобельская Г.М., Чертков И.Н., Химия. Москва «Медицина» 1991г.

1

Смотреть полностью


Скачать документ

Похожие документы:

  1. Пояснительная записка (143)

    Пояснительная записка
    ... программа состоит из трех разделов: пояснительнойзаписки; основного содержания с примерным распределением учебных ... программа состоит из трех разделов: пояснительнойзаписки; основного содержания с примерным распределением учебных ...
  2. Пояснительная записка (693)

    Основная образовательная программа
    ... : М.С. Соловейчик, Н.С. Кузьменко, Н. М. Бетенькова, О. Е. Курлыгина). Пояснительнаязаписка Курс русского языка в начальных классах ... « Детское объединение « Юные меломаны»» Пояснительнаязаписка Содержание программы разработано в соответствии с ...
  3. Пояснительная записка (752)

    Пояснительная записка
    ... : 68ч Учитель: Пальчевская Светлана Анатольевна Пояснительнаязаписка В программе реализуется художественно – эстетическое ... 34ч Учитель: Пальчевская Светлана Анатольевна Пояснительнаязаписка Произведения художественной литературы раскрывают перед ...
  4. Пояснительная записка (16)

    Пояснительная записка
    ... образовательного учреждения содержит следующие разделы: • пояснительнуюзаписку; • программу духовно-нравственного развития и ... Примерная программа включает следующие разделы: — пояснительнуюзаписку, в которой даётся общая характеристика предмета ...
  5. Пояснительная записка (628)

    Основная образовательная программа
    ... образовательная программа содержит следующие разделы: пояснительнаязаписка; планируемые результаты освоения обучающимися основной ... 1 классе» (5 ч) Проверка знаний (1 ч) ОКРУЖАЮЩИЙ МИР ПОЯСНИТЕЛЬНАЯЗАПИСКА Программа разработана на основе Федерального ...
  6. Пояснительная записка (199)

    Пояснительная записка
    ... предзащит дипломных, бакалаврских и магистерских сочинений. Пояснительнаязаписка к спецсеминару «Российские партии и их ... вопросы реформы местного самоуправления в РФ. Пояснительнаязаписка к спецсеминару «Политико-властные отношения в современной ...

Другие похожие документы..