Продолжение. См. № 11, 12, 13, 14, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 22, 23/2007;
01, 02, 03, 04, 05, 06/2008

Ответы на упражнения,
задачи и контрольные вопросы к главам 5–7

(продолжение)

Урок 55

Рисунок на стекле, полученный методом его травления плавиковой кислотой

3. Уравнение реакции:

Используя коэффициенты в уравнении реакции при соответствующих реагентах, составим пропорцию:

4 моль НF дают 1 моль SiF₄,

10 моль НF » » х моль SiF₄.

Отсюда х = 2,5 моль.

Ответ. 2,5 моль SiF₄.

4. Даже не записывая уравнения реакций, легко догадаться, что получатся такие же количества вещества (по 0,1 моль) хлорида и бромида серебра, как и взятых исходных галогенидов NaCl и NaBr. Рассчитаем молярные массы галогенидов серебра:

Найдем значения масс серебряных солей по формуле:

m = • M,

m(AgCl) = 0,1•143,5 = 14,35 г,

m(AgBr) = 0,1•188 = 18,8 г.

Ответ. m(AgCl) = 14,35 г, m(AgBr) = 18,8 г.

5. Галогениды серебра: AgF – растворим в воде, AgCl – белый, AgBr – светло-желтый, AgI – ярко-желтый. Скорее всего, речь идет о AgBr (M_r = 188), хотя это может быть и AgI (M_r = 235). Данные задачи не позволяют установить это однозначно. Если в растворе была кислота НВr, то ее молярная концентрация:

с_мол(НВr) = (НВr)/V(р-ра кислоты).

Найдем (НВr):

(НВr) = (АgВr) = m(АgВr)/М(АgВr) = 0,0188/188 = 0,0001 моль.

с_мол(НВr) = 10^–4/10^–2 = 0,01 моль/л.

Если в растворе кислота НI, то:

(НI) = (АgI) = m(АgI)/М(АgI) = 0,0188/235 = 8•10^–5 моль.

Отсюда

с_мол(НI) = (НI)/V(р-ра НI) = 8•10^–5/10^–2 = 0,008 моль/л.

Ответ. Либо кислота НВr и с_мол(НВr) = 0,01 моль/л,

либо кислота НI и c_мол(НI) = 0,008 моль/л.

6. Надо рассмотреть три случая – карбонаты одно-, двух- и трехвалентных металлов.

Количество вещества:

(СО₂) = V/V_M = 2,24/22,4 = 0,1 моль.

Если формула карбоната М₂СО₃, то его молярная масса:

М(М₂СО₃) = m/ = 10/0,1 = 100 г/моль.

Поэтому М[М(I)] = 1/2 [М(М₂СО₃) – М(СО₃)] = 1/2 (100 – 60) = 20 г/моль. Такая молярная масса у неметалла неона ²⁰Nе. Это не удовлетворяет условию задачи.

Если формула карбоната МСО₃, то:

(МСО₃) = (СО₂) = 0,1 моль,

М(МСО₃) = 100 г/моль, М(М) = 100 – 60 = 40 г/моль.

Такая молярная масса – у металла кальция ⁴⁰Са.

Если формула карбоната М₂(СО₃)₃, то:

[М₂(СО₃)₃] = 1/3 (СО₂) = 0,033 моль.

Тогда М[М₂(СО₃)₃] = 10/0,033 = 300 г/моль,

М(М) = 1/2 {М[М₂(СО₃)₃] – 3М(СО₃)} = 1/2 • (300 – 180) = 60 г/моль.

Близкие значения молярной массы имеют ⁵⁹Со и ⁵⁹Ni, но для их соединений характерна валентность II, а не III.

Ответ. СаСО₃.

7. 1) ZnS + 2HCl = ZnCl₂ + H₂S;

2) H₂S + 2NaOH = Na₂S + 2H₂O;

3) Na₂S + Pb(NO₃)₂ = PbS + 2NaNO₃.

8. а) ZnSO₄ + BaCl₂ = ZnCl₂ + BaSO₄;

б) MgSO₄ + Ba(NO₃)₂ = Mg(NO₃)₂ + BaSO₄;

в) H₂SO₄ + 2KOH = K₂SO₄ + 2H₂O;

г) H₂SO₄ + K₂SO₃ = K₂SO₄ + SO₂ + H₂O.

9. 2HCl + Ba(OH)₂ = BaCl₂ + 2H₂O,

2HCl + Na₂S = 2NaCl + H₂S,

H₂SO₄ (разб.) + Ba(OH)₂ = BaSO₄ + 2H₂O,

Ba(OH)₂ + Cu(NO₃)₂ = Cu(OH)₂ + Ba(NO₃)₂,

H₂SO₄ (разб.) + Na₂S = Na₂SO₄ + H₂S.

10. Мольные количества азотной кислоты и гидроксида калия в реакции нейтрализации одинаковые,
(НNО₃) = (KОН). Поэтому расcчитаем молярные концентрации этих исходных реагентов и затем определим их объемные отношения.

c_мол(НNО₃) = (НNО₃)/V(р-ра НNО₃) = m(НNО₃)/[(М(НNО₃)•V(р-ра НNО₃)] = 18,9/(63•1) = 0,3 моль/л.

c_мол(KОН) = m(KОН)/[М(KОН)•V(р-ра KОН)] = 8,4/(56•1) = 0,15 моль/л.

c_мол(НNО₃)•V(р-ра HNO₃) = c_мол(KОН)•V(р-ра KОН),

V(р-ра HNO₃)/V(р-ра KOH) = c_мол(KОН)/c_мол(НNО₃) = 0,15/0,3 = 1 : 2.

Ответ. V(р-ра HNO₃)/V(р-ра KОН) = 1 : 2.

Реакция нейтрализации

1. Для характеристики разбавленных растворов кислот и щелочей (c_мол < 0,1 моль/л) служит специальная величина – рН («пэ-аш») раствора.

2. Значение рН раствора равно взятому с обратным знаком показателю степени, в которую нужно возвести число 10, чтобы получить молярную концентрацию ионов Н⁺ в растворе. Например, если c_мол = 10^–5 моль/л Н ⁺, то рН (р-ра) = 5.

3. Молярные концентрации ионов Н⁺ и ОН^– в чистой воде при 22 °С равны 1,0•10^–7 моль/л.

4. Ионным произведением воды называют произведение молярных концентраций ионов Н⁺ и ОН^– в водном растворе. При 22 °С это произведение всегда равно 10^–14. Например, если молярная концентрация ионов ОН^– (в растворе KОН) равна 10^–3 моль/л, то молярная концентрация ионов Н⁺ в растворе будет равна 10^–11 моль/л. Ионное произведение:

[Н⁺]•[ОН^–] = 10^–11•10^–3 = 10^–14.

5. а) рОН = 2,5; б) рОН = 5.

6. Определить значение рН раствора можно с помощью универсальной индикаторной бумаги, а также специальным прибором – рН-метром.

7. Для раствора с рН = 11 значение рОН = 14 – рН = 3.

Отсюда концентрация [ОН^–] = 10^–3 моль/л.

Ответ. [ОН^–] = 10^–3 моль/л.

8. Количество вещества NaOH в растворе:

(NaOH) = m/М = 2/40 = 0,05 моль.

c_мол(NaOH) = 5•10^–2 моль/л = 10^–1,3 моль/л.

Отсюда c_мол(Н⁺) = 10^–12,7 моль/л или рН = 12,7.

9. Лимонный сок с рН = 3,0 (при норме 2,22,4) – разбавлен;

томатный сок с рН = 3,0 (а не 3,5) – начал портиться (прокисать);

молоко с рН = 6,0 (вместо 6,36,6) начало образовывать молочную кислоту;

дождевая вода с рН = 2,4 (при норме 6,5) – свидетельство сильного кислотного загрязнения воздуха (в результате присутствия газов SO₂, HCl, NO₂, CO₂ и паров НNО₃).

рН-метр

1. Повторяющиеся части (атомы или группы атомов) в формулах веществ разных классов:

а) НСl и NaОН, Н₂S и Ва(ОН)₂ (повторяется атом Н);

б) Н₂SО₄ и Са(ОН)₂ (группа ОН), т. к. H₂SO₄ = (HO)₂SO₂;

в) Н₂СО₃ и NaНСО₃ (группа НСО₃);

г) СuСl₂ и Сu(ОН)₂ (ион Сu²⁺);

д) НNО₃ и NаNО₃ (группа ).

2. Na₂CO₃ + 2HNO₃ = 2NaNO₃ + H₂O + CO₂,

NaOH + HNO₃ = NaNO₃ + H₂O.

3. Добавить к смеси воды в количестве достаточном, чтобы растворить сульфаты натрия и алюминия (растворимость 12 и 31 г соответственно в 100 г воды при 20 °С). Отфильтровать ВаSО₄ (выделено 1-е вещество).

Добавить к раствору, прошедшему через фильтр, раствор NаОН до рН = 7,0 (по бумажному индикатору). Отфильтровать Аl(ОН)₃ и перевести его в сульфат действием серной кислоты. Раствор выпарить, собрать Аl₂(SО₄)₃ (2-е вещество). Уравнения реакций:

Аl₂(SO₄)₃ + 6NaOH = 2Al(OH)₃ + 3Na₂SO₄,

2Аl(OH)₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O.

Фильтрат после отделения Аl(ОН)₃ упарить и получить в остатке Na₂SO₄ (3-е вещество).

4. Соли: СаСО₃, Са(НСО₃)₂, K₂СО₃, KНСО₃.

Уравнения реакций:

СО₂ + Са(ОН)₂ = СаСО₃ + Н₂О,

2СО₂ + Са(ОН)₂ = Са(НСО₃)₂;

СО₂ + 2KОН = K₂СО₃ + Н₂О,

СО₂ + KОН = KНСО₃.

Последовательные реакции в системе Ca(OH)2 – CO2: а – осаждение CaCO3; б – растворение CaCO3

5. Цвет порошков: FeS – черный, СuSO₄•5Н₂О – голубой (безводный СuSО₄ – белый, но приобретает голубую окраску при добавлении воды), СаСО₃ и ВаСl₂ – белые.

Растворимость в воде: FeS и СаСО₃ – нерастворимы, СuSО₄ и ВаСl₂ – растворимы. Уравнения реакций между собой и с использованием кислоты НСl:

6. Образуют газ: Na₂S и HCl; НСl и Nа₂СО₃.

Образуют осадок: Na₂S и FeSO₄; Na₂S и AgNO₃; HCl и AgNO₃; NaOH и FeSO₄; NaOH и AgNO₃; Na₂CO₃ и AgNO₃; Na₂CO₃ и FeSO₄.

7. 3CuCl₂ + 2K₃PO₄ = Cu₃(PO₄)₂ + 6KCl,

CuCl₂ + 2NaOH = Cu(OH)₂ + 2NaCl,

CuCl₂ (кр.) + H₂SO₄ (конц.) = CuSO₄ + 2HCl,

CuCl₂ + Fe = Cu + FeCl₂,

CuCl₂ + 2AgNO₃ = 2AgCl + Cu(NO₃)₂.

Урок 58

1. Для кислых растворов при 22 °С значение рН меньше 7, а для щелочных – больше 7.

2. Гидролиз – обратимая реакция соли с водой, в которой образуется малодиссоциирующее соединение.

3. Знак подчеркивает обратимость реакции гидролиза.

4. Гидролизуются растворимые в воде соли, которые содержат в своем составе или катион слабого основания (Zn²⁺, Fe³⁺), или анион слабой кислоты (S^2–, ).

5. Гидролизуются: K₂S, K₂CO₃, ZnSO₄, AgNO₃.

Не гидролизуются: KСl, Ва(NO₃)₂.

6. 

7. Cu(NO₃)₂ + H₂O Cu(OH)NO₃ + HNO₃,

Cu²⁺ + H₂O CuOH⁺ + H⁺;

FeCl₃ + H₂O Fe(OH)Cl₂ + HCl,

Fe³⁺ + H₂O FeOH²⁺ + H⁺;

Al₂(SO₄)₃ + 2H₂O 2Al(OH)SO₄ + H₂SO₄,

Al³⁺ + H₂O AlOH²⁺ + H⁺.

Гидролиз: кому Н, кому – ОН

8. Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S;

BaS + 2H₂O = Ba(OH)₂ + H₂S,

BaS + 2H₂O = Ba²⁺ + 2OH^– + H₂S.

9. Среда растворов солей:

Na₂SO₃ – щелочная (это соль сильного основания NaОН и слабой кислоты Н₂SО₃),

Аl(NО₃)₃ – кислая (это соль слабого основания Аl(ОН)₃ и сильной кислоты НNО₃),

KNО₃ – нейтральная (это соль сильного основания KОН и сильной кислоты НNО₃).

10. СuCl₂ + H₂O Cu(OH)Cl + HCl,

Na₂S + H₂O NaHS + NaOH,

K₂CO₃ + H₂O KHCO₃ + KOH.

11. a) K₃PO₄; б) K₂SO₄; в) NaBr; г) ZnBr₂.