Главная Случайная страница


Категории:

ДомЗдоровьеЗоологияИнформатикаИскусствоИскусствоКомпьютерыКулинарияМаркетингМатематикаМедицинаМенеджментОбразованиеПедагогикаПитомцыПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРазноеРелигияСоциологияСпортСтатистикаТранспортФизикаФилософияФинансыХимияХоббиЭкологияЭкономикаЭлектроника






Способы выражения концентрации раствора

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования

«Тюменский государственный нефтегазовый университет»

 

 

 

 

Институт транспорта

Кафедра ОиСХ

 

 

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

 

к контрольным заданиям по дисциплине «Химия»

для студентов нехимических специальностей

заочной формы обучения

 

часть II

 

 

Тюмень 2003

Утверждено редакционно-издательским советом

Тюменского государственного нефтегазового университета

 

 

Составители: доцент к. х. н. Андрианова Л. И.

доцент к. х. н. Пнёва А. П.

доцент, к. х. н., Обухов В. М.

 

© Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования

«Тюменский государственный нефтегазовый университет»

 

2003 г.

РАСТВОРЫ

 

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

1. Сколько граммов NH4CI потребуется , чтобы приготовить 1,6кг.10%-го раствора?

2. В 300г раствора содержится 10% безводной соды. Сколько десятиводного карбоната натрия потребовалось для приготовления такого раствора?

3. Требуется приготовить 250г. 3%-го раствора буры. Сколько граммов десятиводного тетрабората натрия и воды необходимо для этого?

4. Сколько граммов воды потребуется для приготовления 10%-го раствора из 35г. двухводного кристаллогидрата хлорида бария?

5. Сколько граммов воды потребуется для растворения 12 граммов NaCI, чтобы получить 5%-ый раствор?

6. Сколько миллилитров этилового спирта (d=0,80 г/см3) потребуется для приготовления 10%-го раствора из 5г.иода?

7. Сколько граммов NaCI, имеющей 15% влажности, требуется для приготовления 1000 грамм 10%-го раствора?

8. Сколько граммов 60%-го раствора КОН и воды потребуется, чтобы приготовить 500г. 1-%-го раствора?

9. Сколько граммов технического едкого натра, содержащего 75% Na2O потребуется для приготовления 600г. 15%-го раствора?

10. 10г КСI растворены в 60г H2O. Найти процентную концентрацию раствора.

11. В 60г. H2O растворили 20мл 40%-го раствора H3PO4 (d= 1,254). Чему равна процентная концентрация раствора?

12. Из мерной колбы на 250мл, в которой находился 0,09650 н. раствор H2SO4 взяли 25,0 мл. Сколько граммов раствора H2SO4 (d=1,611) следует ввести в колбу, чтобы после доливания до метки водой получился 0,2000н. раствор.

13. Сколько мл. 50%-го и 20%-го растворов КОН потребуется для приготовления 500мл. 40%-го раствора?

14. В каком соотношении нужно смешать 12н. раствор НСI с 2н. раствором, чтобы получить 4н. раствор?

15. В каких объемных отношениях нужно смешать раствор HNO3 c водой, чтобы получить 2н. раствор?

16. В каких объемных отношениях надо смешать 1н. раствор уксусной кислоты с водой, чтобы получить 0,05н. раствор?

17. В каких объемных отношениях надо смешать 0,5 и 0,1н. растворы NaOH, чтобы получить 0,2н. раствор?

18. Сколько миллилитров 6н. и 1н. растворов HNO3 надо смешать для получения 500мл 2н раствора?

 

СВОЙСТВА РАСТВОРОВ

Растворы занимают промежуточное место между механическими смесями и химическими соединениями. Однородность растворов и выделение теплоты при растворении некоторых веществ делает их сходными с химическими соединениями. Отличие растворов от химических соединений состоит в том, что состав раствора может изменяться в широких приделах.

Кроме того, в свойствах раствора можно обнаружить свойства его отдельных компонентов, чего не наблюдается в случае химического соединения.

Давление насыщенного пара над раствором

Переход молекул веществ из жидкости в пар называется испарением. Переход молекул вещества из парообразного состояния в жидкость называется конденсацией.

Если жидкость находится в замкнутом сосуде, то достигается равновесие, когда скорость испарения жидкости равна скорости конденсации пара.

Давление, которое оказывает пар, находящийся в равновесии с жидкостью, называют давление насыщенного пара этой жидкости. Это максимальное давление пара, которое развивается жидкостью. Давление насыщенного пара зависит от природы жидкости и температуры и не зависит от количества жидкости.

Поверхность раствора, в отличае от поверхности чистого растворителя, частично занята молекулами растворенного вещества. Поэтому число молекул растворителя, испаряющихся в еденицу времени с еденицы поверхности раствора меньше, чем с еденицы поверхности растворителя. Следовательно, при одной и той же температуре давление насыщенного пара над раствором всегда будет ниже давления насыщенного пара над растворителем.

Количественно эта зависимость выражается законом Ф. Рауля “В идеальных растворах при постоянной температуре величина относительного понижения давления пара растворителя над раствором равна молярной доле растворенного вещества”.

, где

Р0 – давление пара чистого растворителя,

Р - давление насыщенного пара над раствором.

Идеальный раствор – раствор, в котором межмолекулярные силы равны. Если вещества А и В образуют идеальный раствор, то силы между молекулами А…А, А…В и В…В равны.

Из закона Рауля следует, что пар над смесью жидкостей А и В содержит оба этих вещества, причем давление насыщенного пара каждого из веществ в смеси равно произведению мольной доли этого вещества на давление насыщенного пара над чистым веществом, т.е.:

РА = NА* Р0А

РА – давление насыщенного пара вещества А над раствором,

NА – мольная доля вещества А в расворе,

Р0А – давление насыщенного пара вещества А над чистым веществом.

Для вещества В РВ = NВ* Р0 В

 

Неэлектролиты и электролиты

Одни вещества в растворенном или расплавленном состоянии проводят эдектрический ток (электролиты), другие в тех же условиях эл. ток не проводят (не электролиты).

Свойства растворов относятся к коллигативным свойствам, т.е. к таким свойствам, которые зависят от концентрации частиц в растворе. Значение коллигативных свойств растворов, получающихся при растворении электролитов, аномально высоки.

Например: При растворении 1 моля хлорида натрия в 100 г воды понижение температуры замерзания раствора составляла не 1,86°, а 3,36°, т.е. примерно в 2 раза больше теории.

Полученные экспериментальные данные приводят к выводу о распаде (диссоциации) молекул электролита в растворе на более мелкие частицы (ионы). Теория электролитической диссоциации создана С. Аррениусом. Основные положения этой теории:

1) при растворении электролитов происходит диссоциация их молекул на заряженные частицы - ионы;

2) при диссоциации устанавливается термодинамическое равновесие между образовавшимися ионами и молекулами;

3) величина заряда иона совпадает с валентностью атома элемента или кислотного остатка, а число положительных зарядов равно числу отрицательных зарядов;

4) в целом раствор нейтрален. Растворы электролитов проводят электрический ток - "проводники второго рода".

Согласно современной теории растворов диссоциация происходит в результате взаимодействия растворенного вещества с молекулами растворителя. Хорошо диссоциируют молекулы с ионной и ковалентной полярной связью. Неполярные и малополярные молекулы не диссоциируют или диссоциируют очень мало. На диссоциацию электролитов в значительной степени влияет полярность растворителя. Чем выше полярность растворителя, тем выше степень диссоциации электролита.

Диссоциация кислот НСl = Н+ + Сl-

Н2SO4 = 2Н+ + SO2-4

СНзСООН ↔ СНзСОО-

С точки зрения электрической диссоциации кислотами называются электролиты, образующие в водных растворах ионы водорода (Н+).

Диссоциация оснований NaOH=Na+ +OH-

Ва(ОН)2 = Ва2+ + 2ОН-

4ОН ↔ NН+4 + ОН-

Основаниями называются электролиты, диссоциирующие в водном растворе с образованием гидроксид-ионов (ОН).

Диссоциация солей NaCl = Na+ +Cl-

NiSO4 = Ni2+ + SO2-4

K3PO4=ЗK++POЗ-4

Сильные и слабые электролиты

 

Изучение коллигативных свойств растворов электролитов показало, что в растворах присутствуют наряду с ионами и молекулы (диссоциация про исходит не полностью), т.е.

КА ↔ К+-

Долю диссоциированных молекул характеризует степенью диссоциации (α). Степень диссоциации - отношение числа распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу растворенных молекул N:α = n/N

Например: α = 20 %. Это значит, что из 100 молекул электролита 20 молекул распалось на ионы, КА <=> K+- и в растворе присутствует 40 ионов, а также 80 не распавшихся молекул. Всего в растворе будет присутствовать 120 частиц.

Электролиты имеют различную степень диссоциации, которая зависит от концентрации электролита, от температуры. С уменьшением концентрации и повышением температуры степень диссоциации возрастает. Все электролиты по степени диссоциации делятся на сильные и слабые.Условно электролиты, для которых при концентрации растворов 0,01-0,1 н, степень диссоциации больше 50 % относят к сильным, а для которых меньше, чем 50 % - к слабым.

К сильным электролитам относятся:

СОЛИ, растворимые в воде,

ОСНОВАНИЯ элементов 1 и 2 групп главных подгрупп.

КИСЛОТЫ HCI, HBr, HJ, , , ,

Кслабым электролитамотносятся:

СОЛИ, нерастворимые в воде,

ОСНОВАНИЯ НЕРАСТВОРИМЫЕ в воде, NH4ОН,

КИСЛОТЫ органические (СН3СООН), Н2S, Н2СО3, Н2SiО3, Н3ВО3.

 

Принято, что сильные электролиты при растворении в воде полностью диссоциируют на ионы; слабые ионы лишь частично.

Чтобы исключить влияние концентрации электролита для характеристики диссоциации используют константу диссоциации. Т.к. диссоциация является обратимым процессом, то согласно закона действующих масс;

Например: в водном растворе уксусной кислоты устанавливается равновесие

 
 

СН3СООН Н+ + СН3СОО-

Константа равновесия в этом случае характеризует электролитическую диссоциацию и называется константой диссоциации /Кд/. Кд зависит от температуры и не зависит от концентрации раствора. По величине Кд можно судить о силе электролита.

Например: для одной и той же температуры Кд(NH4ОН) = 1,79*10-5; Кд(СН3СООН) = 1,75*10-5; Кд(НСN) = 4,79*10-10.

Самым слабым электролитом является НСN.

 

 

Ионное произведение воды

Вода является очень слабым электролитом. Электролитическая диссоциация воды выражается следующим уравнением:

Н2О ↔ Н+ + ОН-.

Это обратимый процесс. Константа диссоциации запишется:

Кд = [Н+]*[ ОН-]/[ Н2О],

тогда Кно = [Н+] [ОН-].

Кно называется ионным произведением воды.

Это уравнение показывает, что для воды при постоянной температуре, произведение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная.

При 220С [Н+] [ОН-] = 10-14 мол/л. В воде [Н+] = [ОН-] = 10-7 мол/л.

В зависимости от концентрации ионов водорода различают нейтральную, кислую и щелочную среду (растворы).

Растворы, в которых [Н+] = 10-7 мол/л – нейтральные растворы,

+] < 10-7 мол/л (10-8, 10-9 и т.д.) – щелочные,

+] > 10-7 мол/л (10-6, 10-5 и т.д.) – кислые.

Например: в 0,01 М растворе НСl при 250С [Н+] = 0,01 = 10-2 мол/л, т.к. НСl – сильный электролит и α = 1, при этом концентрация гидроксид-ионов: [ОН-] = Кно/[Н+] = 10-14/10-2 мол/л.

Для характеристики среды пользуются не значением концентрации ионов водорода ([Н+]), а величиной водородного показателя (рН).

рН = -lg[Н+].

рН = 7 – нейтральная среда,

рН < 7 – кислая среда,

рН > 7 – щелочнач среда.

Например: для 0,01 М раствора НСl рН = -lg10-2 = 2,

для 0,01 М раствора NаОН рН = -lg10-12 = 12.

 

Шкала кислотности растворов

рН = 0-2 – сильнокислые,

рН = 3-4 – умеренно кислые,

рН = 5-6-слабокислые,

рН = 7 – НЕЙТРАЛЬНЫЕ,

рН = 8-9 – слабощелочные,

рН = 10-11 – умеренно щелочные,

рН = 12-14 – сильнощелочные.

 

 

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

19. На сколько градусов повысится температура кипения раствора, если в 100 г воды растворить 9 г глюкозы (С6Н12О6)?

20. Написать уравнение электролитической диссоциации:

а) хлороводородной кислоты,

б) гидроксида лития

в) сульфата марганца.

21. Раствор, содержащий 0,512 г неэлектролита в 100 г бензола, кристаллизуется при 5,2960С. Криоскопическая константа 5,1 град. Вычислить мольную массу растворенного вещества. Ответ: 128 г/моль.

22. Вычислите температуру кристаллизации раствора мочевины (NН2)2СО, содержащего 5 г мочевины в 150 г воды. Криоскопическая константа воды 1,86 град.

23. Написать уравнения электролитической диссоциации:

а) серной кислоты;

б) сульфида лития;

в) гидроксида калия.

24. Вычислите температуру кипения 5%-ного раствора нафталина С10Н8 в бензоле. Температура кипения бензола 80,20С. эбуллиоскопическая константа его 2,57 град. Ответ:81,250С.

25. Раствор, содержащий 25,65 г некоторого неэлектролита и 300 г воды, кристаллизуется при –0,4650С. вычислите мольную массу растворенного вещества. Криоскопическая константа воды 1,86 град. Ответ:342 г/моль.

26. Написать уравнения электролитической диссоциации:

а) хлорида бария;

б) гидрокарбоната натрия;

в) сероводородной кислоты.

27.Температура кристаллизации раствора, содержащего 66,3 г некоторого неэлектролита в 500 г воды, равна –0,5580С. вычислите мольную массу растворенного вещества. Криоскопическая константа воды 1,86 град. Ответ:442 г/моль.

28. Вычислите криоскопическую константу уксусной кислоты, зная, что раствор, содержащий 3,56 г антрацена С14Н10 в 100 г уксусной кислоты, кристаллизуется при 15,718250С. температура кристаллизации уксусной кислоты 16,65250С.

29.Сколько граммов анилина С8Н52 следует растворить в 50 г этилового эфира, чтобы температура кипения раствора была выше температуры кипения этилового эфира на 0,530С. эбуллиоскопическая константа этилового эфира 2,12 град. Ответ:1,16 г.

30. Написать уравнения электролитической диссоциации:

а) фосфорной кислоты;

б) гидроксохлорида меди;

в) гидроксида калия.

31.Вычислите темпе5ратуру кристаллизации 2%-ного раствора этилового спирта С2Н5ОН, зная, что криоскопическая константа воды 1,86 град. Ответ: -0,820С.

32. Сколько граммов мочевины (NН2)2СО следует растворить в 75 г воды, чтобы температура кристаллизации понизилась на 0,4650С? Криоскопическая константа воды 1,86 град. Ответ: 1,12 г.

33. Написать уравнения электролитической диссоциации:

а) азотной кислоты;

б) гидросульфида натрия;

в) гидроксида берилия.

34. Вычислите процентную концентрацию водного раствора глюкозы С6Н12О6, зная, что этот раствор кипит при 100,260С. Эбуллеоскопическая константа воды 0,52 град. Ответ: 8,25%.

35. Сколько граммов фенола С6Н5ОН следует растворить в 125 г бензола, чтобы температура кристаллизации раствора была ниже температуры кристаллизации бензола на 1,70С? Криоскопическая константа бензола 5,1 град. Ответ:3,91 г.

36. Сколько граммов мочевины (NН2)2СО следует растворить в 250 г воды, чтобы температура кипения повысилась на 0,260С? Эбуллеоскопическая константа воды 0,52 град. Ответ: 7,5 г.

 

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

Написать в молекулярной и ионно-молекулярной форме уравнения реакций между:

37.Сульфидом железа (II) и хлороводородной кислотой; бромидом бария и карбонатом калия; гидроксидом натрия и нитратом алюминия.

38. Карбонатом калия и нитратом магния; гидроксидом кальция и хлороводородной кислотой; сульфатом цинка и сульфидом калия.

39. Карбонатом натрия и хлороводородной кислотой; гидроксидом цинка и гидроксидом калия; нитратом бария и сульфатом алюминия.

40.Хлоридом магния и карбонатом натрия; сульфидом аммония и серной кислотой; хлоридом бария и карбонатом натрия.

41. Нитратом бария и сульфатом калия; гидроксидом натрия и гидрокарбонатом натрия; ацетатом свинца и азотной кислотой.

42. Серной кислотой и нитратом натрия; хлоридом стронция и карбонатом калия; гидроксидом железа (III) и сероводородом.

43. Гидроксидом аммония и азотной кислотой; хлоридом кальция и гидроксидом калия.

44. Трихлоридом железа и сульфидом натрия; нитратом серебра и бромидом калия; оксидом алюминия и азотной кислотой.

45. Нитратом олова (II) и фосфатом аммония; бериллатом натрия и серной кислотой; гидроксидом калия и хлоридом магния.

46. Нитратом алюминия и фосфатом натрия; сернистой кислотой и хлоридом бария; гидроксидом бериллия и гидроксидом калия.

47. Сульфатом никеля и карбонатом аммония; азотной кислотой и гидроксидом калия; хлоридом марганца и сульфидом натрия.

48. Нитратом никеля и гидроксидом натрия; хромовой кислотой и сульфатом меди; сульфидом аммония и иодидом цинка.

49. Дихлоридом ртути и фосфорной кислотой; гидроксидом бария и сульфатом хрома (III); нитратом кальция и карбонатом калия.

50. Составить молекулярные уравнения реакций представленных следующими ионными:

а) НСО-3 + ОН- = Н2О + СО2-3

б) Рb(ОН)2 + 2ОН- = РbО2-2 + Н2О

в) Н+ + ОН- = Н2О

51. Составить молекулярные уравнения реакций представленных следующими ионными:

а) NО-2 + Н+ = НNО2

б) Fе3+ +3ОН- = Fе(ОН)3

в) Аl(ОН)3 + ОН- = АlО-2 + 2Н2О

52. Составить молекулярные уравнения реакций представленных следующими ионными:

а) FeS + 2Н+ = Fе2+ + Н2S

б) Mg(ОН)2 + Н+ = Mg+2 + Н2О

в) НСО-3 + Н+ = Н2О + СО2

53. Составить молекулярные уравнения реакций представленных следующими ионными:

а) Zn2+ + Н2S = ZnS +2Н+

б) Zn(ОН)2 + ОН- = ZnО-22 + Н2О

в) Сu2+ +2ОН- = Cu(ОН)2

54. Составить молекулярные уравнения реакций представленных следующими ионными:

а) 2J- + Рb2+ = РbJ2

б) S2- +2Н+ = Н2S

в) Ва2+ + SО2-4 = ВаSО4

 

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Гидролизом соли называется реакция обменного взаимодействия соли с водой, в результате чего нарушается равновесие диссоциации воды:

Н2О ↔ Н+ + ОН-

Любая соль состоит из катиона и аниона, которые могут связывать ион Н+ и ОН- из воды, смещая равновесие и изменяя характер среды.

Соли можно рассматривать как продукты реакции нейтрализации:

нейтрализация

 
 

Кислота + основание соль + вода

Кислоты и основания, образующие соли, могут быть сильными и слабыми, поэтому возможны 4 вида солей:

1. В случае солей, образованных сильными кислотами и сильными основаниями (СаСl2, NаSО4, NaNО3, КСl и др.) ни катионы, ни анионы не будут связывать ионы в малодиссоциированные продукты, поэтому равновесие ионов Н+ и ОН- не нарушается. Гидролиз не идет, раствор нейтрален (рН = 7), индикатор окраски не меняет.

2. Гидролиз солей, образованных сильными кислотами и слабыми основаниями (FеСl3, СuSО4, NН4Сl, Вi(NО3)3 и др.). В этом случае катион соли будет связывать ионы ОН- из воды, вследствие чего в растворе будут накапливаться ионы Н+: NН4+ + Н2О ↔ NН4ОН + Н+, поэтому раствор приобретает кислую реакцию (рН > 7). Если катион многозарядный, то гидролиз пойдет ступенчато. Рекомендуется следующий порядок в написании таких уравнений:

- сокращенное ионное уравнение;

- молекулярное уравнение.

Рассмотрим гидролиз FeCl3. Он будет протекать по катиону в три ступени:

I ступень Fе3+ + Н2О ↔ FeОН2+ + Н+;

FeCl3 + Н2О ↔ FeОНСl2 + НСl.

II ступень FeОН2+ + Н2О ↔ Fe(ОН)+2 + Н+;

FeОНСl2 + Н2О ↔ Fe(ОН)2Сl + НСl.

III ступень Fe(ОН)+2 + Н2О↔ Fe(ОН)3 + Н+;

Fe(ОН)2Сl+ Н2О↔ Fe(ОН)3+ НСl.

На всех трех ступенях гидролиз протекает по катиону, среда кислая (рН<7). Преобладает I ступень гидролиза.

 

3. гидролиз солей, образованных сильными основаниями и слабыми кислотами (Na2CO3, К2S, Na3РО4, СН3СООН и др.). в этом случае анион соли связывает ионы Н+ из воды, в растворе накапливаются ионы ОН-, сообщая ему щелочную среду (рН>7). Если анион многозарядный, то гидролиз идет ступенчато.

Рассмотрим гидролиз Na3РО4, он будет протекать по аниону в 3 ступени:

I ступень РО3-4 + Н2О ↔ НРО2-4 + ОН-,

Na3РО4 + Н2О ↔ Na2НРО4 + NaОН.

II ступень НРО2-4 + Н2О ↔ Н2РО-4 + ОН-,

Na2НРО4 + Н2О ↔ NaН2РО4 + NaОН.

III ступень Н2РО-4+ Н2О↔ Н3РО4 + ОН-,

NaН2РО4 + Н2О↔ Н3РО4 + NaОН.

На всех трех ступенях гидролиз идет по аниону, среда щелочная (рН>7). Преобладает I ступень гидролиза.

 

4. Гидролиз солей, образованных слабыми кислотами и слабыми основаниями (Аl2S3, Fе(СН3СОО)3, (NН4)2S и др.). В этом случае и катионы и анионы соли связывают ионы ОН- и Н+ из воды, т.е. идет гидролиз по катиону и по аниону. Рассмотрим гидролиз ацетата аммония:

+4 + Н2О ↔ NН4ОН + Н+,

СН3СОО- + Н2О ↔ СН3СООН+ ОН-,

+4 + СН3СОО- + Н2О ↔ NН4ОН + СН3СООН

4СН3СОО + Н2О ↔ NН4ОН + СН3СООН

Гидролиз идет по катиону и по аниону, среда нейтральная (рН=7).

Если смешать растворы двух солей, образованных катионом слабого основания и анионом слабой кислоты, произойдёт совместный необратимый гидролиз:

2СrСl3 + 3Na2S +6Н2О ↔ 6NаСl + 2Сr(ОН)3↓ + 3Н2S↑

На равновесие гидролиза влияет температура и концентрация. Смещение равновесия гидролиза происходит в соответствии с принципом Ле-Шателье. Гидролиз – это реакция, обратная нейтрализации, а нейтрализация – экзотермический процесс, следовательно, гидролиз – эндотермический. Поэтому увеличение температуры усиливает гидролиз (т.е. смещает равновесие вправо). Гидролиз усиливается при разбавлении водой и при удалении продуктов гидролиза. Гидролиз подавляется (равновесие смещается влево), если увеличивать концентрацию продуктов гидролиза. Гидролиз может протекать необратимо, если продукты гидролиза уходят из сферы реакции (выпадение осадка, выделение газа):

t

FеСl3 + 3Н2О ↔ Fе(ОН)3 + 3НСl

добавление щелочи

 
 

4Сl + Н2О NН4ОН + НСl

добавление кислоты

 

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

 

55. Водный раствор какого из приведенных ниже соединений окрашивает лакмус в красный цвет: Ва(ОН3)2, КСl, СаСl2, Nа24, Аl2(SО)4?

56. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей: Аl2S3, ВаJ2, MgBr2, Fе2(SО4)3?

57. Каково значение рН (больше или меньше 7) растворов солей К3РО4, Сr2(SО4)3? Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза.

58. Можно ли пользуясь фенолфталеином отличить водный раствор Nа2SiО3 от водного раствора Nа24?

59. Процесс гидролиза FеСl3 идет при нагревании. Напишите ионное и молекулярное уравнение ступенчатого протекания этого процесса.

60. Какие из перечисленных ниже солей подвергаются гидролизу: сульфид натрия, хлорид амммония, нитрат калия? Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения гидролиза и укажите реакцию водного раствора соли.

61. При смешивании растворов сульфата алюминия и карбоната натрия в осадок выпадает гидроксид алюминия. Укажите причину этого и составьте уравнение соответствующей реакции в молекулярной и ионной формах.

62. Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза солей СН3СООК, ZnSО4, Аl(NО3)3. Какое значение рН(> 7 <) имеют растворы этих солей?

63. Какое значение рН(> 7 <) имеют растворы солей Li2S, АlСl3, NiSО4? Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза этих солей.

64. Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза солей СоСl2, Na23, Рb(NО3)2. Какое значение рН(> 7 <) имеют растворы этих солей?

65. Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза соли, раствор которой имеет: а) щелочную реакцию, б) кислую реакцию.

66. Какое значение рН(> 7 <) имеют растворы солей К2S, Na3РО4, СuSО4? Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза этих солей.

67. Составьте ионные и молекулярное уравнения гидролиза солей СuСl2, Cs23, ZnCl2. Какое значение рН(> 7 <) имеют растворы этих солей?

68. Какие из солей RbCl, Сr2(SО4)3, Ni(NО3)2, подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

69. Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза солей К2S, Cs23, NiСl2, Рb(СН3СОО)2. Какое значение рН(> 7 <) имеют растворы этих солей?

70. Какие из солей NaBr, Na2S, К23, СuСl2 подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

71. Какие из солей КNО3, СrCl3, Cu(NО3)2, NaCN подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

72. Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнение совместного гидролиза, происходящего при смешивании водных растворов хлорида хрома (III) и сульфида натрия.

73. Какую реакцию имеют растворы солей К23 , Zn(NО3)2 , CuSО4? Ответ подтвердите ионно-молекулярными и молекулярными уравнениями гидролиза этих солей.

74. Какое значение pH(>7<) имеют растворы солей Na3РО4 , ZnSО4 Аl2(SО4)3 ,КNО3? Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнение совместного гидролиза этих солей.

75. Какое значение pH(>7<) имеют растворы солей Na2S , Аl(NО3)3, КCl , (NH4)NO3? Ответ подтвердите ионно-молекулярными и молекулярными уравнениями гидролиза этих солей.

76. Почему растворы Na23 и СН3СООNa имеют щелочную а растворы (NH4)SO4 и AlCl3 кислую реакцию? подтвердите ионно-молекулярными и молекулярными уравнениями гидролиза.

77. Как зависит степень гидролиза от температуры и разбавления? Почему? В какую сторону сместится равновесие гидролиза Ba(СН3СОО)2, если к раствору прибавить:

а) щёлочь;

б) кислоту;

в) хлорид аммония.

 

 

Таблица вариантов контрольных заданий

 

№ вариантов Номера заданий   № вариантов Номера заданий
 
. 26

 

Методические указания

к контрольным заданиям по дисциплине «Химия» для студентов нехимических специальностей заочной формы обучения.

Часть II

 

 

 

Составители: доцент к. х. н. Андрианова Л. И.

доцент к. х. н. Пнева А. П.

доцент, к. х. н., Обухов В. М.

 

 

Подписано к печати Бум. Писч. № 1

Заказ № Уч. издл. л.

Формат 60/90 1/16 Тираж экз.

Отпечатано на RISO GR 3750

 

Издательство «Нефтегазовый университет»

Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования

«Тюменский государственный нефтегазовый университет»

625000, г. Тюмень, ул. Володарского, 38

Отдел полиграфии издательства «Нефтегазовый университет»

625000, г. Тюмень, ул. Володарского, 38

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования

«Тюменский государственный нефтегазовый университет»

 

 

 

 

Институт транспорта

Кафедра ОиСХ

 

 

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

 

к контрольным заданиям по дисциплине «Химия»

для студентов нехимических специальностей

заочной формы обучения

 

часть II

 

 

Тюмень 2003

Утверждено редакционно-издательским советом

Тюменского государственного нефтегазового университета

 

 

Составители: доцент к. х. н. Андрианова Л. И.

доцент к. х. н. Пнёва А. П.

доцент, к. х. н., Обухов В. М.

 

© Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования

«Тюменский государственный нефтегазовый университет»

 

2003 г.

РАСТВОРЫ

 

Способы выражения концентрации раствора

 

Растворы имеют важное значение в жизни и практической деятельности человека. Производства, в основе которых лежат химические процессы, обычно связаны с использованием растворов. Растворомназывается твердая или жидкая гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов, относительные количества которых могут изменяться в широких приделах. Наиболее важный вид растворов – жидкие растворы.

Всякий раствор состоит из растворенных веществ и растворителя, т.е. среды, в которой эти вещества равномерно распределены в виде молекул или ионов. Обычно растворителями считают тот компонент, который в чистом виде существует в таком же агрегатном состоянии, что и полученный раствор. Растворение является обратимым процессом. Когда скорость растворения кристаллического вещества, становится равной обратному процессу, процессу кристаллизации, наступает динамическое равновесие, при котором в единицу времени столько же молекул растворяется, сколько и выделяется из раствора. Раствор, находящийся в равновесии с растворяющимся веществом, называется насыщенным раствором. Насыщенными растворами приходится пользоваться сравнительно редко. В большинстве случаев употребляют растворы ненасыщенные, т.е. с меньшей концентрацией растворенного вещества, чем в насыщенном растворе.

Концентрация раствора – это количество вещества, заключенного в определенном весовом или объемном количеств

Последнее изменение этой страницы: 2016-07-22

lectmania.ru. Все права принадлежат авторам данных материалов. В случае нарушения авторского права напишите нам сюда...