Химия. Примеры решения задач контрольной работы

Расчет сложных цепей постоянного тока http://fimat.ru/

Начертательная геометрия
Инженерная графика
Машиностроительное черчение
Химия
Современная теория строения атомов и молекул
Закон эквивалентов
Рассчитайте мольную массу
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ
СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
СВОЙСТВА РАСТВОРОВ
ИОННЫЕ РЕАКЦИИ ОБМЕНА
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Окислительно-восстановительные реакции
ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ
ЭЛЕКТРОЛИЗ
КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ
Полимеры
ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ
КОЛИЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ
Пример решения задачи № 2
Гидромеханические методы
Теплопередача
Расчет коэффициента теплопередачи
Классы неорганических соединений
Элементы химической термодинамики
Электролитическая диссоциация
Электролитическая диссоциация
Дисперсные системы
Растворы неэлектролитов
Степень окисления
Электрохимические процессы

Примеры  решения задач

 Пример 1. Докажите, что оксид свинца (II) имеет амфотерный характер.

Р е ш е н и е. Для доказательства амфотерного характера любого оксида (или гидроксида) необходимо привести уравнения химических реакций, в которых эти соединения проявляют основные и кислотные свойства.

1) Основные свойства оксида свинца (II) можно проиллюстрировать на примере взаимодействия РbО с веществами, имеющими кислотный характер, т.е. с кислотой и кислотным оксидом: РbО + 2НNO3 = Pb(NO3)2 + Н2О

PbO + SiO2 = PbSiO3

В приведенных реакциях РЬО проявляет свойства основного оксида, так как реагирует с кислотой и кислотным оксидом и образует соли, в состав которых свинец входит в виде катиона Pb2 + .

2) Кислотные свойства оксида свинца (II) можно продемонстрировать с помощью реакций взаимодействия РbО со щелочами и с основными оксидами:

РbО + 2NaOH = Na2PbO2 + Н2О – в расплаве

 РbО + Na2O = Na2PbO2 – в расплаве

РbО + 2NaOH + Н2О = Na2 [Pb(OH)4] – в растворе

В этих реакциях РbО выступает в роли кислотного оксида и образует соли, в состав которых свинец входит в виде аниона РbО22- или комплексного иона [Рb(ОН)4 ]2-.

Таким образом, РbО является амфотерным оксидом, так как он проявляет и основные, и кислотные свойства.

Пример 2. Напишите уравнения всех возможных реакций между следующими веществами, взятыми попарно: оксид калия, оксид фосфора (V), гидроксид натрия, серная кислота, гидросульфат натрия, гидроксид бериллия.

Р е ш е н и е. 1) Устанавливаем принадлежность каждого из этих веществ к определенному классу неорганических соединений: К2О – основный оксид, Р2О5 – кислотный оксид, NaOH – основание (щелочь), H2SO4 – кислота, NaHSO4 – кислая соль, Ве(ОН)2 – амфотерный гидроксид.

2) Используя сведения о химических свойствах оксидов, гидроксидов и солей, напишем уравнения реакций между представителями этих классов соединений.

Основный оксид К2О может взаимодействовать с кислотным оксидом, кислотой и амфотерным гидроксидом: 3К2О + 2Р2О5 = 2К3РО4

К2О + H2SO4 = K2SO4 + Н2О

К2О + Ве(ОН)2 = К2ВеО2 + Н2О

 (Н2ВеО2)

Кислотный оксид Р2О5 может взаимодействовать с основным оксидом, основанием и амфотерным гидроксидом:

Р2О5 + ЗК2О = 2К3РО4

Р2О5+  6NaOH = 2Na3PO4 + 3Н2О

Р2О5 + ЗВе(ОН)2 = Ве3(РО4)2 + 3Н2О

Основный гидроксид NaOH реагирует с кислотным оксидом, кислотой, амфотерным гидроксидом и кислой солью:

6NaOH + Р2О5 = 2Na3PO4 + ЗН2О

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2Н2О

2NaOH + Ве(ОН)2 = Na2BeО2 + 2H2O

 (H2BeО2)

NaOH + NaHSO4 = Na2SO4 + H2O

Амфотерный гидроксид Ве(ОН)2 ( или H2BeО2) реагирует с основным оксидом, основанием, кислотным оксидом и кислотой :

H2BeО2 + К2О = К2ВеО2 + Н2О

 H2BeО2 + 2NaOH = Na2BeО2 + 2H2O

Амфотерный гидроксид Ве(ОН)2 при взаимодействии с основным оксидом и щелочью проявляет свойства кислоты H2BeО2:

3Ве(ОН)2 + Р2О5 = Ве3(РО4)2 + ЗН2О

Ве(ОН)2 + H2SO4  = BeSO4 + 2Н2О

Амфотерный гидроксид Ве(ОН)2 при взаимодействии с кислотным оксидом и кислотой проявляет основные свойства.

Кислая соль NaHSO4 реагирует с основным оксидом и основанием:

2NaHSO4 + К2О = Na2SO4 + K2SO4 + Н2О

NaHSO4  + NaOH = Na2SO4 + H2O

Следовательно, из всех приведенных веществ попарно не взаимодействуют только К2О и NaOH, поскольку основные оксиды не вступают в реакции с основаниями.

Пример 3. Объясните закономерность в изменении кислотно-основных свойств гидроксидов элементов третьего периода Периодической системы
Д.И. Менделеева в их высших степенях окисления.

Р е ш е н и е. 1) Введем понятие «гидроксиды». Гидроксиды – это сложные вещества, в состав которых входит гидроксильная группа ОН–. Условно класс гидроксидов можно описать с помощью общей формулы Э−О−Н (Э – химический элемент).

2) Гидроксиды делят на три группы: основные, кислотные и амфотерные. Рассмотрим, как определяется принадлежность гидроксидов к кислотам, основаниям или амфотерным гидроксидам. Принадлежность гидроксида к классу кислот или оснований определяется местом разрыва химических связей в Э−О−Н. Если разрывается связь О−Н (Э −О ↓−Н → Н+ + ЭО-), то такой гидроксид относится к классу кислот, поскольку при разрыве связи образуется ион H+ – носитель кислотных свойств. Если разрывается связь Э −О (Э ↓−О−Н → Э+ + ОН–), то гидроксид относится к классу оснований, так как образуется ион ОН– – носитель основных свойств. Если же, в зависимости от среды, разрываются обе связи Э−О и О−Н, то такие гидроксиды проявляют двойственность свойств и называются амфотерными.

3) Место разрыва химической связи в гидроксиде Э−О−Н зависит от положения элемента в Периодической системе, что и определяет относительную прочность связи между Э−О и О−Н. Силы притяжения между противоположно заряженными частицами тем значительнее, чем больше заряд каждой из них и меньше радиус.

4) Записываем формулы гидроксидов элементов третьего периода Периодической системы в их высших степенях окисления (высшая степень окисления атома элемента соответствует номеру группы):

 + +2 +3  +4 +5 +6 +7

NaOH — Mg(OH)2 — А1(ОН)3 — H2SiО3 — HNO3 — H2SO4 — НС1О4

5) Сравниваем относительную прочность связей Э−O и О−Н у высших гидроксидов третьего периода, учитывая, что при переходе от Na к CI наблюдается уменьшение радиуса атома. Благодаря своим малым размерам ион водорода Н+ в NaOH и Mg(OH)2 сильнее взаимодействует с кислородом, чем ион металла. Вследствие этого менее прочными оказываются связи Na−О и Mg−О, поэтому NaOH и Mg(OH)2 являются основаниями. В результате дальнейшего увеличения заряда и уменьшения радиуса атома при переходе к А1 связи А1−О и О−Н становятся близки по прочности, и А1(ОН)3 является типичным амфотерным гидроксидом. Наконец, у последних четырех соединений вследствие еще большего увеличения заряда и уменьшения радиуса атомов заметно увеличивается прочность связи Э−О и уменьшается прочность связи О−Н, поэтому гидроксиды H2SiO3, HNO3, H2SO4 и НСlO4 являются кислотами.

Химия. Примеры решения задач контрольной работы