- •Сборник задач и упражнений
- •1.Эквивалент. Закон эквивалентов
- •Эквивалент в данной химической реакции
- •Задачи для самостоятельного решения Эквиваленты основных классов соединений, закон эквивалентов
- •Эквивалент в данной химической реакции
- •2. Состав растворов
- •500 Г раствора - 100 %
- •50 Г растворенного вещества - х %,
- •Пересчет См в Сн и наоборот
- •Пересчет Сн и См в массовую долю и обратно
- •Смешение растворов
- •Задачи для самостоятельного решения Массовая доля
- •Молярная и нормальная концентрации
- •Пересчет концентраций в массовую долю и наоборот
- •Смешивание растворов
- •3. Закон эквивалентов для растворов
- •Задачи для самостоятельного решения
- •Реакции окисления-восстановления Классификация окислительно-восстановительных реакций
- •Восстановители и окислители
- •Важнейшие восстановители
- •Составление уравнений овр методом полуреакций
- •Эквивалент вещества в овр
- •Окислительно-восстановительный потенциал. Уравнение Нернста. Эдс реакции
- •Задачи для самостоятельного решения
- •5. Химическая кинетика
- •Влияние концентрации (давления)
- •Влияние температуры
- •137 КДж/моль.
- •Влияние катализатора
- •Химическое равновесие
- •Задачи для самостоятельного решения Необратимые реакции
- •Химическое равновесие
- •6. Элементы химической термодинамики
- •Направление химических реакций
- •Задачи для самостоятельного решения Термохимические расчеты
- •Химическая термодинамика и направление процессов
- •Электролитическая диссоциация. Водородный показатель
- •Расчет концентрации ионов в растворе одного вещества
- •Расчет концентрации ионов в растворе нескольких веществ
- •Задачи для самостоятельного решения
- •8. Гидролиз солей
- •Задачи для самостоятельного решения
- •9. Растворимость. Равновесие осадок - раствор Растворимость
- •Равновесие осадок-раствор. Произведение растворимости.
- •Влияние посторонних веществ на растворимость
- •Задачи для самостоятельного решения Растворимость
- •Равновесие осадок-раствор. Пр
- •Влияние посторонних веществ на растворимость
- •Комплексные соединения
- •Задания для самостоятельной работы
- •11. Электронное строение атомов
- •Физический смысл квантовых чисел
- •Строение электронных
- •Правила заполнения электронных орбиталей
- •Электронное строение атомов и таблица химических элементов
- •Валентность атомов
- •Задания для самостоятельной работы
- •Приложение
- •1.Константы диссоциации воды и некоторых слабых кислот и оснований в водных растворах (0.1 n)
- •2.Произведение растворимости труднорастворимых в воде веществ при 25оС
- •3.Константы нестойкости некоторых комплексных ионов
- •4.Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы некоторых систем в водных растворах при 25оС
- •5.Стандартные энтальпии образования н0f , энтропии s0 и энергии Гиббса образования g0f некоторых веществ
- •Литература
- •Содержание
Задачи для самостоятельного решения
Составить ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей по I ступени. Указать область значений рН (больше, меньше или равно 7).
Рассчитать константу гидролиза (Кг), используя справочные данные для констант диссоциации слабых электролитов.
Вычислить степень гидролиза раствора соли указанной концентрации (С моль/л).
Вычислить рН раствора соли (сравнить результат с ответом на первый вопрос !).
Куда и почему сместится равновесие гидролиза, если к раствору указанной соли добавить кислоту ?
Составить ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза при смешивании растворов двух солей, взаимно усиливающих гидролиз друг друга.
Варианты заданий
№ вари- анта |
формула соли |
Ссоли (моль/л) |
смешать раствор двух солей под № № |
1 |
NH4Cl |
0,1 |
5 + 12 |
2 |
KF |
0,01 |
6 + 16 |
3 |
KCN |
0,001 |
7 + 16 |
4 |
NaNO2 |
0,02 |
8 + 18 |
5 |
ZnCl2 |
0,03 |
10 + 18 |
6 |
CrCl3 |
0,05 |
11 + 19 |
7 |
AlCl3 |
0,06 |
5 + 18 |
8 |
FeCl3 |
0,07 |
5 + 15 |
9 |
NH4NO3 |
0,002 |
2 + 19 |
10 |
CuJ2 |
0,003 |
3 + 10 |
11 |
Na2CO3 |
0,004 |
10 + 11 |
12 |
KNO2 |
0,005 |
8 + 16 |
13 |
RbCN |
0,006 |
8 + 16 |
14 |
CsF |
0,007 |
10 + 15 |
15 |
Rb2SO3 |
0,04 |
7 + 15 |
16 |
Rb3PO4 |
0,08 |
18 + 19 |
17 |
Na2Se |
0,008 |
16 + 19 |
18 |
Na2S |
0,009 |
10 + 16 |
19 |
BeCl2 |
0,07 |
7 + 11 |
20 |
CH3COONa |
0,08 |
6 + 18 |
9. Растворимость. Равновесие осадок - раствор Растворимость
Растворимость вещества измеряется концентрацией его насыщенного раствора. Наиболее распространенные формы выражения растворимости следующие:
а) процентная растворимость, выражаемая процентной концентрацией насыщенного раствора по отношению к массе растворителя или по отношению к массе раствора;
б) молярная растворимость, выражаемая молярной концентрацией насыщенного раствора;
в) растворимость, выражаемая содержанием вещества в граммах на литр насыщенного раствора. Растворимость газов выражается объемом растворяемого газа в единице объема растворителя.
Растворимость обозначается S(x).
Пример 1
При 20оС в 50,00 г воды растворяется 8,05 г сульфата натрия. Вычислить растворимость Na2SO4 при данной температуре, выразив ее в процентах по отношению к массе растворителя и раствора.
Решение
S(Na2SO4) = 8,05/50,00 100% = 16,1% - по отношению к массе растворителя.
S(Na2SO4) = 8,05/(50,00+8,05) 100% = 13,9 % - по отношению к массе раствора.
Пример 2
При 18оС в 200 мл насыщенного раствора сульфата натрия содержится 32,66 г растворенного вещества. Вычислить молярную растворимость Na2SO4 при 18оС.
Решение
Согласно уравнению для молярной концентрации раствора находим
S(Na2So4) = (32,66 г/142 г/моль)/0,2 л = 1,15 моль/л.
Пример 3
При нормальных условиях в 100 л воды растворяется 6,985 г кислорода. Выразить растворимость кислорода в миллитрах на литр воды.
Решение
Вычислим объем 6,985 г О2 при нормальных условиях:
VO2 = (6,985 г/ 32 г/моль)22,4 л = 4,90 л.
Этот объем кислорода растворяется в 100 л воды, следовательно, растворимость, отнесенная к 1 л воды, равна 0,049 л/л =49 мл/л.
Пример 4
При некоторой температуре в 1 кг водного раствора KNO3 содержится 450 г растворимого вещества. Сколько KNO3 выделится из раствора при охлаждении его до 25оС. Растворимость KNO3 при 25оС равна 38,5 % по отношению к массе воды.
Решение
Вычислим массу воды в исходном растворе:
m(H2O) = 1000 г - 450 г = 550 г.
Вычислим массу KNO3 , оставшуюся в растворе после выпадения кристаллов:
m’ = 550 г 0,385 = 211,8 г.
Вычислим массу выделившихся кристаллов:
m = 450,0 г - 211,8 г = 238,2 г.