Ph3 o2 p2o5 h2o степень окисления. Пособие-репетитор по химии

Пособие-репетитор по химии

Продолжение. Cм. в № 22/2005; 1, 2, 3, 5, 6, 8, 9, 11, 13, 15, 16, 18, 22/2006;
3, 4, 7, 10, 11, 21/2007;
2, 7, 11, 18, 19, 21/2008;
1, 3, 10, 11/2009

ЗАНЯТИЕ 30

10-й класс (первый год обучения)

Фосфор и его соединения

1. Положение в таблице Д.И.Менделеева, строение атома.

2. Краткая история открытия и происхождение названия.

3. Физические свойства.

4. Химические свойства.

5. Нахождение в природе.

6. Основные методы получения

7. Важнейшие соединения фосфора.

Фосфор находится в главной подгруппе V группы периодической системы Д.И.Менделеева. Его электронная формула 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 3 , это р -элемент. Характерные степени окисления фосфора в соединениях –3, +3, +5; наиболее устойчивой является степень окисления +5. В соединениях фосфор может входить как в состав катионов, так и в состав анионов, например:

Фосфор получил свое название благодаря свойству белого фосфора светиться в темноте. Греческое слово переводится как «несущий свет». Этим названием фосфор обязан своему первооткрывателю – алхимику Бранду, который, завороженный свечением белого фосфора, пришел к выводу, что получил философский камень.

Фосфор может существовать в виде нескольких аллотропных модификаций, наиболее устойчивыми из которых являются белый, красный и черный фосфор.

Молекула белого фосфора (наиболее активного аллотропа) имеет молекулярную кристаллическую решетку, в узлах которой находятся четырехатомные молекулы Р 4 тетраэдрического строения.

Белый фосфор мягкий, как воск, плавится и кипит без разложения, обладает чесночным запахом. На воздухе белый фосфор быстро окисляется (светится зеленоватым цветом), возможно самовоспламенение мелкодисперсного белого фосфора. В воде нерастворим (хранят под слоем воды), но хорошо растворяется в органических растворителях. Ядовит (даже в малых дозах, ПДК = 0,03 мг/м 3). Обладает очень высокой химической активностью. При нагревании без доступа воздуха до 250–300 °С превращается в красный фосфор.

Красный фосфор – это неорганический полимер; макромолекулы Р n могут иметь как циклическое, так и ациклическое строение. По свойствам резко отличается от белого фосфора: не ядовит, не светится в темноте, не растворяется в сероуглероде и других органических растворителях, не обладает высокой химической активностью. При комнатной температуре медленно переходит в белый фосфор; при нагревании до 200 °С под давлением превращается в черный фосфор.

Черный фосфор по виду похож на графит. По структуре – это неорганический полимер, молекулы которого имеют слоистую структуру. Полупроводник. Не ядовит. Химическая активность значительно ниже, чем у белого фосфора. На воздухе устойчив. При нагревании переходит в красный фосфор.

Х и м и ч е с к и е с в о й с т в а

Наиболее активным в химическом отношении является белый фосфор (но на практике предпочитают работать с красным фосфором). Он может проявлять в реакциях свойства как окислителя, так и восстановителя, например:

4Р + 3О 2 2Р 2 О 3 ,

4Р + 5О 2 2Р 2 О 5 .

Металлы (+/–)*:

3Ca + 2P Ca 3 P 2 ,

3Na + P Na 3 P,

Cu + P реакция не идет.

Неметаллы (+):

2Р + 3I 2PI 3 ,

6P + 5N 2 2P 2 N 5 .

Основные оксиды (–).

Кислотные оксиды (–).

Щелочи (+):

Кислоты (не окислители) (–).

Кислоты-окислители (+):

3P (кр.) + 5HNO 3 (разб.) + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO,

P (кр.) + 5HNO 3 (конц.) H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O,

2P (кр.) + H 2 SO 4 (конц.) 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O.

Соли (–)**.

В п р и р о д е фосфор встречается в виде соединений (солей), важнейшими из которых являются фосфорит (Ca 3 (PO 4) 2), хлорапатит (Ca 3 (PO 4) 2 CaCl 2) и фторапатит (Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2). Фосфат кальция содержится в костях всех позвоночных животных, обусловливая их прочность.

Фосфор п о л у ч а ю т в электропечах, сплавляя без доступа воздуха фосфат кальция, песок и уголь:

Сa 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 + 5C 2P + 5CO + 3CaSiO 3 .

К важнейшим соединениям фосфора относятся: фосфин, оксид фосфора(III), оксид фосфора(V), фосфорные кислоты.

Ф о с ф и н

Это водородное соединение фосфора, бесцветный газ с чесночно-рыбным запахом, очень ядовит. Плохо растворим в воде, но хорошо растворим в органических растворителях. Гораздо менее устойчив, чем аммиак, но является более сильным восстановителем. Практического значения не имеет.

Для п о л у ч е н и я фосфина обычно не используют реакцию прямого синтеза из простых веществ; наиболее распространенный способ получения фосфина – гидролиз фосфидов:

Сa 3 P 2 + 6HOH = 3Ca(OH) 2 + 2PH 3 .

Кроме того, фосфин можно получить реакцией диспропорционирования между фосфором и растворами щелочей:

4P + 3KOH + 3H 2 O PH 3 + KPO 2 H 2 ,

или из солей фосфония:

PH 4 I PH 3 + HI,

PH 4 I + NaOH PH 3 + NaI + H 2 O.

Химические свойства фосфина целесообразно рассматривать с двух сторон.

Кислотно-основные свойства. Фосфин образует с водой неустойчивый гидрат, проявляющий очень слабые основные свойства:

PH 3 + H 2 O PH 3 H 2 O (PH 4 OH),

PH 3 + HCl PH 4 Cl,

2PH 3 + H 2 SO 4 (PН 4) 2 SO 4 .

Окислительно-восстановительные свойства . Фосфин – сильный восстановитель:

2PH 3 + 4O 2 P 2 O 5 + 3H 2 O,

PH 3 + 8AgNO 3 + 4H 2 O = H 3 PO 4 + 8Ag + 8HNO 3 .

О к с и д ф о с ф о р а(III)

Оксид Р 2 О 3 (истинная формула – Р 4 О 6) – белое кристаллическое вещество, типичный кислотный оксид. При взаимодействии с водой на холоде образует фосфористую кислоту (средней силы):

P 2 O 3 + 3H 2 O = 2H 3 PO 3

Поскольку фосфористая кислота является двухосновной, при взаимодействии триоксида фосфора со щелочами образуется два типа солей – гидрофосфиты и дигидрофосфиты.

Например:

P 2 O 3 + 4NaOH = 2Na 2 HPO 3 + H 2 O,

P 2 O 3 + 2NaOH + H 2 O = 2NaH 2 PO 3 .

Диоксид фосфора Р 2 О 3 окисляется кислородом воздуха до пентаоксида:

P 2 O 3 + O 2 P 2 O 5 .

Триоксид фосфора и фосфористая кислота являются достаточно сильными восстановителями. Получают оксид фосфора(III) медленным окислением фосфора в недостатке кислорода:

4P + 3O 2 2P 2 O 3 .

О к с и д ф о с ф о р а(V) и ф о с ф о р н ы е к и с л о т ы

Пентаоксид фосфора Р 2 О 5 (истинная формула – Р 4 О 10) – белое гигроскопичное кристаллическое вещество. В твердом и газообразном состояниях молекула существует в виде димера, при высоких температурах мономеризуется. Типичный кислотный оксид. Очень хорошо растворяется в воде, образуя ряд фосфорных кислот:

метафосфорную :

P 2 O 5 + H 2 O = 2HPO 3

пирофосфорную (дифосфорную) :

P 2 O 5 + 2H 2 O = H 4 P 2 O 7

ортофосфорную (фосфорную) :

P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4

Пентаоксид фосфора проявляет все свойства, характерные для кислотных оксидов, например:

P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4 ,

P 2 O 5 + 3CaO 2Ca 3 (PO 4) 2 ;

может образовывать три типа солей:

Окислительные свойства для него не характерны, т.к. степень окисления +5 является для фосфора очень устойчивой. Получают пентаоксид фосфора при горении фосфора в достаточном количестве кислорода:

4P + 5O 2 2P 2 O 5 .

Ортофосфорная кислота Н 3 РО 4 – бесцветное кристаллическое вещество, очень хорошо растворимое в воде, гигроскопична. Это трехосновная кислота средней силы; не обладает выраженными окислительными свойствами. Проявляет все химические свойства, характерные для кислот, образует три типа солей (фосфаты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты):

2H 3 PO 4 + 3Ca = Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 ,

H 3 PO 4 + Cu ,

2H 3 PO 4 + 3CaO = Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 O,

2H 3 PO 4 + K 2 CO 3 = 2KH 2 PO 4 + CO 2 + H 2 O.

В промышленности фосфорную кислоту п о л у ч а ю т экстракционным:

Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 + 3CaSO 4 ,

а также термическим методом:

Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 + 5C 3СaSiO 3 + 2P + 5CO,

4P + 5O 2 2P 2 O 5 ,

P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4 .

К лабораторным методам получения ортофосфорной кислоты относят действие разбавленной азотной кислоты на фосфор:

3Р (кр.) + 5HNO 3 (разб.) + 2Н 2 О = 3H 3 PO 4 + 5NO,

взаимодействие метафосфорной кислоты с водой при нагревании:

HPO 3 + H 2 O H 3 PO 4 .

В организме человека ортофосфорная кислота образуется при гидролизе аденозинотрифосфорной кислоты (АТФ):

АТФ АДФ + H 3 PO 4 .

Качественной реакцией на фосфат-ион является реакция с катионом серебра; образуется осадок желтого цвета, не растворимый в слабокислых средах:

3Ag + + = Ag 3 PO 4 ,

3AgNO 3 + K 3 PO 4 = Ag 3 PO 4 + 3KNO 3 .

Кроме вышеперечисленных фосфорных кислот (содержащих фосфор в степени окисления +5), для фосфора известно много других кислородсодержащих кислот. Приведем некоторые из важнейших представителей.

Фосфорноватистая (НРО 2 Н 2) – одноосновная кислота средней силы. Второе ее название – фосфиновая:

Соли этой кислоты называют гипофосфитами, или фосфитами, например KРО 2 Н 2 .

Фосфористая (Н 3 РО 3) – двухосновная кислота средней силы, немного слабее фосфорноватистой. Также имеет второе название – фосфоновая:

Ее соли называются фосфиты, или фосфонаты, например K 2 РО 3 Н.

Дифосфорная (пирофосфорная) (Н 4 Р 2 О 7) – четырехосновная кислота средней силы, чуть сильнее ортофосфорной:

Соли – дифосфаты, например K 4 P 2 O 7 .

Тест по теме «Фосфор и его соединения»

1. Исключите «лишний» элемент из перечисленных по принципу возможности образования аллотропных модификаций:

а) кислород; б) азот;

в) фосфор; г) сера.

2. При взаимодействии 42,6 г фосфорного ангидрида и 400 г 15%-го раствора гидроксида натрия образуется:

а) фосфат натрия;

б) гидрофосфат натрия;

в) смесь фосфата и гидрофосфата натрия;

г) смесь гидро- и дигидрофосфата натрия.

3. Сумма коэффициентов в уравнении электролитической диссоциации фосфата калия равна:

а) 5; б) 3; в) 4; г) 8.

4. Число электронов на внешнем уровне атома фосфора:

а) 2; б) 3; в) 5; г) 15.

5. Фосфор, полученный из 33 г технического фосфата кальция, сожгли в кислороде. Образовавшийся оксид фосфора(V) прореагировал с 200 мл 10%-го раствора гидроксида натрия (плотность – 1,2 г/мл) с образованием средней соли. Масса примесей в техническом образце фосфата кальция (в г) составляет:

а) 3,5; б) 1,5; в) 2; г) 4,8.

6. Число -связей в молекуле пирофосфорной кислоты:

а) 2; б) 12; в) 14; г) 10.

7. Число атомов водорода, содержащихся в 4,48 л (н.у.) фосфина равно:

а) 1,2 10 23 ; б) 0,6 10 23 ;

в) 6,02 10 23 ; г) 3,6 10 23 .

8. При температуре 30 °С некая реакция протекает за 15 с, а при 0 °С – за 2 мин. Коэффициент Вант-Гоффа для данной реакции:

а) 2,4; б) 2; в) 1,8; г) 3.

9. Ортофосфорная кислота может реагировать со следующими веществами:

а) оксид меди(II); б)гидроксид калия;

в) азотная кислота; г) цинк.

10. Сумма коэффициентов в реакции между фосфором и бертолетовой солью равна:

а) 9; б) 6; в) 19; г) такая реакция невозможна.

Ключ к тесту

1	2	3	4	5	6	7	8	9	10
б	в	а	в	в	б	г	б	а, б,г	в

Задачи и упражнения на фосфор и его соединения

Ц е п о ч к и п р е в р а щ е н и й:

1. Фосфор -> пентаоксид фосфора -> ортофосфорная кислота -> фосфат кальция ® фосфорная кислота.

2. Фосфат кальция -> фосфор -> фосфид кальция -> фосфин -> пентаоксид фосфора -> фосфорная кислота -> дигидрофосфат кальция.

3. Фосфат кальция -> А -> В -> С -> Д -> Е -> фосфат кальция. Все вещества содержат фосфор, в схеме три ОВР подряд.

4. Фосфор -> пентаоксид фосфора -> фосфат кальция -> фосфор -> фосфин -> фосфорная кислота -> дигидрофосфат кальция.

5. Фосфид кальция (+ р-р соляной кислоты) -> А (+ кислород) -> В (+ гидроксид натрия, недостаток) -> С (+ гидроксид натрия, избыток) -> Д (+ гидроксид кальция) -> Е.

У р о в е н ь А

1. При полном сгорании 6,8 г вещества получили 14,2 г пентаоксида фосфора и 5,4 г воды. К полученным продуктам реакции добавили 37 мл 32%-го раствора едкого натра (плотность 1,35 г/мл). Установите формулу исходного вещества и определите концентрацию полученного раствора.

Решение

Уравнение реакции:

(P 2 O 5) = 0,1 моль, (H 2 O) = 0,3 моль.

(P) = 0,2 моль, (H) = 0,6 моль.

m(P) = 6,2 г, m (H) = 0,6 г.

m = 6,8 г.

(P) : (Н) = 0,2: 0,6 = 1: 3.

Следовательно, формула исходного вещества – PH 3 , а уравнение реакции:

тогда фосфорной кислоты образуется:

(H 3 PO 4) = 2(P 2 O 5) = 0,2 моль.

Со щелочью фосфорная кислота может реагировать следующим образом:

Определим по условию задачи количество вещества NaOH:

(Н 3 PO 4) : (NaOН) = 0,2: 0,4 = 1: 2,

следовательно, идет реакция 2.

(Na 2 HPO 4) = (Н 3 PO 4) = 0,2 моль;

m (Na 2 HPO 4) = M (Na 2 HPO 4) (Na 2 HPO 4) = 142 0,2 = 28,4 г;

m (р-ра) = m (Р 2 О 5) + m (Н 2 О) + m (р-ра NaOH) =14,2 + 5,4 + 37 1,35 = 69,55 г.

(Na 2 HPO 4) = m (Na 2 HPO 4)/m (р-ра) = 28,4/69,55 = 0,4083, или 40,83 %.

Ответ. PH 3 ; (Na 2 HPO 4) = 40,83 %.

2. При полном электролизе 1 кг раствора сульфата железа(II) на катоде выделилось 56 г металла. Какая масса фосфора может вступить в реакцию с веществом, выделившимся на аноде, и каков будет состав соли, если полученный продукт реакции растворить в 87,24 мл 28%-го раствора гидроксида натрия (плотность раствора 1,31 г/мл)?

Ответ. 12,4 г фосфора; гидрофосфат натрия.

3. 20 г смеси, состоящей из сульфата бария, фосфата кальция, карбоната кальция и фосфата натрия, растворили в воде. Масса нерастворившейся части составила 18 г. При действии на нее соляной кислоты выделилось 2,24 л газа (н.у.) и масса нерастворимого остатка составила 3 г. Определите состав исходной смеси солей по массе.

Ответ. Na 3 PO 4 – 2 г; BaCO 3 – 3 г;
CaCO 3 – 10 г; Ca 3 (PO 4) 3 – 5 г.

4. Сколько кг фосфора может быть получено из 1 т фосфорита, содержащего 40 % примесей? Какой объем при н.у. займет фосфин, полученный из этого фосфора?

Ответ. 120 кг P; 86,7 м 3 PH 3 .

5. 40 г минерала, содержащего 77,5 % фосфата кальция, смешали с избытком песка и угля и нагрели без доступа воздуха в электрической печи. Полученное простое вещество растворили в 140 г 90%-й азотной кислоты. Определите массу гидроксида натрия, который потребуется для полной нейтрализации продукта окисления простого вещества.

Ответ. 24 г NaOH.

У р о в е н ь Б

1. Для полной нейтрализации раствора, полученного при гидролизе 1,23 г некоторого галогенида фосфора, потребовалось 35 мл 2М раствора гидроксида калия. Определите формулу галогенида.

Ответ. Трифторид фосфора.

2. Пробу безводного этанола, содержащего в качестве примеси 0,5 % оксида фосфора(V), сожгли в достаточном количестве кислорода. Образовавшиеся газы отделили, а полученный раствор нагрели до прекращения выделения газа, после чего к нему добавили равный по массе 0,5%-й раствор гидроксида калия. Определите массовые доли веществ в полученном растворе.

Ответ. K 2 HPO 4 – 0,261 %;
KH 2 PO 4 – 0,204 %.

3. К 2 г смеси гидрофосфата и дигидрофосфата калия, в которой массовая доля фосфора равна 20 %, добавили 20 г 2%-го раствора фосфорной кислоты. Вычислите массовые доли веществ в полученном растворе.

Ответ. KH 2 PO 4 – 9,03 %;
K 2 HPO 4 (ост.) – 1,87 %.

4. При обработке водой смеси гидрида и фосфида щелочного металла с равными массовыми долями образовалась газовая смесь с плотностью по азоту 0,2926. Установите, какой металл входил в состав соединений.

Ответ. Натрий.

5. 50 г смеси фосфата кальция и карбонатов кальция и аммония прокалили, в результате получили 25,2 г твердого остатка, к которому добавили воду, а затем пропустили избыток углекислого газа. Масса нерастворившегося остатка составила 14 г. Определите массу карбоната аммония в исходной смеси.

Решение

При прокаливании смеси идут следующие процессы:

1) Ca 3 (PO 4) 2 ;

3) (NH 4) 2 CO 3 2NH 3 + СO 2 + H 2 O.

В твердом остатке – Са 3 (PO 4) 2 и CaO.

После добавления воды:

4) Ca 3 (PO 4) 2 + H 2 O;

5) СаО + H 2 O = Ca(OH) 2 .

После пропускания углекислого газа:

6) Са(ОН) 2 + H 2 O + CO 2 = Ca(HСО 3) 2 .

Нерастворившийся остаток – Ca 3 (PO 4) 2 , следовательно, m (Ca 3 (PO 4) 2) = 14 г.

Находим массу CaO:

m (CaO) = 25,2 – 14 = 11,2 г.

(CaO) = 11,2/56 = 0,2 моль,

(CaCO 3) = (CaO) = 0,2 моль,

m (CaCO 3) = 0,2 100 = 20 г.

m (NH 4) 2 CO 3 = m (смеси) – m (Ca 3 (PO 4) 2) – m (CaCO 3) = 50 – 14 – 20 = 16 г.

Ответ . m (NH 4) 2 CO 3 = 16 г.

К а ч е с т в е н н ы е з а д а ч и

1. Твердое, белое, хорошо растворимое в воде соединение А представляет собой кислоту. При добавлении к водному раствору А оксида В образуется белое нерастворимое в воде соединение С. В результате прокаливания при высокой температуре вещества С в присутствии песка и угля образуется простое вещество, входящее в состав А. Идентифицируйте вещества, напишите уравнения реакций.

Ответ . Вещества: А – H 2 PO 4 , В – CaO,
C – Ca 3 (PO 4) 2 .

2. Смесь двух твердых веществ красного цвета (А) и белого цвета (В) воспламеняется при слабом трении. В результате реакции образуются два твердых вещества белого цвета, одно из которых (С) растворяется в воде с образованием кислого раствора. Если к веществу С добавить оксид кальция, образуется белое нерастворимое в воде соединение. Идентифицируйте вещества, напишите уравнения реакций.

Ответ . Вещества: А – P (кр.), В – KClO 3 ,
C – P 2 O 5 .

3. Нерастворимое в воде соединение А белого цвета в результате прокаливания при высокой температуре с углем и песком в отсутствии кислорода образует простое вещество В, существующее в нескольких аллотропных модификациях. При сгорании вещества В образуется соединение С, растворяющееся в воде с образованием кислоты Е, способной образовывать три типа солей. Идентифицируйте вещества, напишите уравнения реакций.

Ответ . Вещества: А – Ca 3 (PO 4) 2 , В – P,
C – P 2 O 5 , Е – H 3 PO 4 .

* Знак +/– означает, что данная реакция протекает не со всеми реагентами или в специфических условиях.

** Интересной является окислительно-восстановительная реакция (ОВР), протекающая при зажигании спичек:

Продолжение следует

ВАРИАНТ 1

1 . Химический элемент, имеющий схему строения атома +14 2, 8, 4, в Периодической системе занимает положение:

1. 4-й период, главная подгруппа III группа;

2. 2-й период, главная подгруппа I группа;

3. 3-й период, главная подгруппа IV группа;

4. 3-й период, главная подгруппа II группа.

1. магния 2. серы 3. фосфора 4. хлора

1. кремний 2. магний 3. сера 4. фосфор

4. Оксид элемента Э с зарядом ядра +16 соответствует общей формуле:

5. Характер свойств высшего оксида химического элемента с порядковым номером 7 в Периодической системе:

1. бария 2. бериллия 3. кальция 4. магния

7. Схема превращения Cu +2 → Cu 0 соответствует химическому уравнению:

1. CuO + H 2 = Cu + H 2 O

2. Cu + Cl 2 = CuCl 2

3. CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O

4. 2Cu +O 2 = 2CuO

8. Сокращенное ионное уравнение реакции Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ соответствует взаимодействию:

1. бария и раствора серной кислоты; 3. оксида бария и раствора серной кислоты;

2. оксида бария и соляной кислоты; 4. хлорида бария и раствора серной кислоты.

9. Формула вещества, реагирующего с раствором гидроксида кальция:

1. HCl 2. CuO 3. H 2 O 4. Mg

10. Элементом Э в схеме превращений Э → ЭО 2 → Н 2 ЭО 3 является:

1. азот 2. магний 3. алюминий 4. углерод

11. (8 баллов) Напишите уравнения реакций между растворами гидроксида элемента с порядковым номером №3 и водородного соединения элемента с порядковым номером №9 в Периодической системе. Назовите все вещества, укажите тип реакции.

12. (8 баллов) В приведенной схеме V 2 O 5 + Al = Al 2 O 3 + V определите степень окисления каждого элемента и расставьте коэффициенты

13. (4 балла) , соответствующей схеме С 0 → С +4 . Укажите окислитель и восстановитель.

14. (6 баллов) По схеме превращений BaO → Ba(OH) 2 → BaCO 3 → BaCl 2 , составьте уравнения реакций в молекулярном виде. Для превращения №3

15. (4 балла) По уравнению реакции 2Mg + O 2 = 2MgO рассчитайте объем кислорода (н. у.), необходимого для полного сгорания 1,2 г магния

ВАРИАНТ 2

Часть А. Тестовые задания с выбором ответа (2 балла).

1 . Химический элемент, имеющий схему строения атома +8 2, 6, в Периодической системе занимает положение:

1. 2-й период, главная подгруппа VII группа;

2. 2-й период, главная подгруппа VI группа;

3. 3-й период, главная подгруппа VI группа;

4. 2-й период, главная подгруппа II группа.

2. Строение внешнего энергетического уровня 2s 2 2p 1 соответствует атому элемента:

1. бора 2. серы 3. кремния 4. углерода

1. калий 2. литий 3. натрий 4. рубидий

4. Оксид элемента Э с зарядом ядра +11 соответствует общей формуле:

1. Э 2 О 2. ЭО 3. ЭО 2 4. ЭО 3

5. Характер свойств высшего оксида химического элемента с порядковым номером 6 в Периодической системе:

1. амфотерный 2. кислотный 3. основной

1. алюминия 2. углерода 3. кремния 4. фосфора

7. Схема превращения C 0 → C +4 соответствует химическому уравнению:

1. CO 2 + CaO = CaCO 3

2. CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3

3. C + 2CuO = 2Cu + CO 2

4. 2C + O 2 = 2CO

8. Сокращенное ионное уравнение реакции H + + OH - = H 2 O соответствует взаимодействию:

1. гидроксида меди(II) и раствора серной кислоты;

2. гидроксида натрия и раствора азотной кислоты;

3. оксида меди (II) и соляной кислоты;

4. цинка и раствора серной кислоты.

9. Формула вещества, реагирующего с оксидом меди (II):

1. H 2 O 2. MgO 3. CaCl 2 4. H 2 SO 4

10. Элементом Э в схеме превращений Э → Э 2 О 5 → Н 3 ЭО 4 является:

1. азот 2. сера 3. углерод 4. фосфор

Часть Б. Задания со свободным ответом.

11. (8 баллов) Напишите уравнения реакций между растворами гидроксида элемента с порядковым номером №20 и водородного соединения элемента с порядковым номером №17 в Периодической системе. Назовите все вещества, укажите тип реакции.

12. (8 баллов) В приведенной схеме PH 3 + O 2 = P 2 O 5 + H 2 O определите степень окисления каждого элемента и расставьте коэффициенты методом электронного баланса.

13. (4 балла) Составьте уравнение химической реакции , соответствующей схеме S 0 → S +2 . Укажите окислитель и восстановитель.

14. (6 баллов) По схеме превращений SO 2 → SO 3 → H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 , составьте уравнения реакций в молекулярном виде. Для превращения №3 запишите полное и сокращенное ионные уравнения.

15. (4 балла) По уравнению реакции CaCO 3 = CaO + CO 2 рассчитайте массу оксида кальция, который образуется при разложении 200 гр карбоната кальция.

ВАРИАНТ 3

Часть А. Тестовые задания с выбором ответа (2 балла).

1 . Химический элемент, имеющий схему строения атома +12 2, 8, 2, в Периодической системе занимает положение:

1. 2-й период, главная подгруппа II группа;

2. 2-й период, главная подгруппа V III группа;

3. 3-й период, главная подгруппа II группа;

4. 4-й период, главная подгруппа II группа.

2 . Строение внешнего энергетического уровня 3s 2 3p 3 соответствует атому элемента:

1.алюминия 2.железа 3. кремния 4. фосфора

3 . Элемент с наиболее ярко выраженными неметаллическими свойствами:

1. германий 2. кремний 3.олово 4. углерод

4. Оксид элемента Э с зарядом ядра +15 соответствует общей формуле:

5. Характер свойств высшего оксида химического элемента с порядковым номером 12 в Периодической системе:

1. амфотерный 2. кислотный 3. основной

6. Основные свойства наиболее ярко выражены у гидроксида:

1.алюминия 2.кремния 3.магния 4. натрия

7. Схема превращения S +4 → S +6 соответствует химическому уравнению:

1. SO 2 + CaO = CaSO 3

2. 2SO 2 + O 2 = 2SO 3

3. H 2 SO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 + 2H 2 O

4. Fe + S = FeS

8. Сокращенное ионное уравнение реакции Cu 2+ + 2OH - = Cu(OH) 2 ↓ соответствует взаимодействию:

1.гидроксида меди (II) и соляной кислоты;

2.раствора нитрата меди (II) и гидроксида железа (II);

3. оксида меди (II) и воды;

4. растворов хлорида меди (II) и гидроксида калия.

9. Формула вещества, реагирующего с оксидом углерода (IV)::

1. NaOH 2. H 2 SO 4 3. SO 3 4. HCl

10. Элементом Э в схеме превращений Э → ЭО → Э(ОН) 2 является:

1. алюминий 2.барий 3. железо 4. медь

Часть Б. Задания со свободным ответом.

11. (8 баллов) Напишите уравнения реакций между растворами гидроксида элемента с порядковым номером №11 и водородного соединения элемента с порядковым номером №16 в Периодической системе. Назовите все вещества, укажите тип реакции.

12. (8 баллов) В приведенной схеме Fe 2 O 3 + CO = Fe + CO 2 определите степень окисления каждого элемента и расставьте коэффициенты методом электронного баланса.

13. (4 балла) Составьте уравнение химической реакции , соответствующей схеме Fe 0 → Fe +2 . Укажите окислитель и восстановитель.

14. (6 баллов) По схеме превращений C → CO 2 → Na 2 CO 3 → CaCO 3 , составьте уравнения реакций в молекулярном виде. Для превращения №3 запишите полное и сокращенное ионные уравнения.

15. (4 балла) По уравнению реакции 2Cu + O 2 = 2CuO рассчитайте массу оксида меди (II), который образуется при взаимодействии меди, взятой в достаточном количестве, с 11,2 л кислорода (н. у.).

ВАРИАНТ 4

Часть А. Тестовые задания с выбором ответа (2 балла).

1 . Химический элемент, имеющий схему строения атома +17 2, 8, 7, в Периодической системе занимает положение:

1. 2-й период, главная подгруппа III группа;

2. 2-й период, главная подгруппа V II группа;

3. 3-й период, главная подгруппа V группа;

4. 3-й период, главная подгруппа VII группа.

2 . Строение внешнего энергетического уровня 3s 2 3p 6 соответствует атому элемента:

1.аргона 2. никеля 3.кислорода 4. хлора

3 . Элемент с наиболее ярко выраженными металлическими свойствами:

1.алюминий 2. кремний 3.магний 4. натрий

4. Оксид элемента Э с зарядом ядра +17 соответствует общей формуле:

1. ЭО 2. ЭО 2 3. Э 2 О 5 4. Э 2 О 7

5. Характер свойств высшего оксида химического элемента с порядковым номером 13 в Периодической системе:

1. амфотерный 2. кислотный 3. основной

6. Кислотные свойства наиболее ярко выражены у высшего гидроксида:

1. зота 2. бора 3.бериллия 4. углерода

7. Схема превращения N -3 → N +2 соответствует химическому уравнению:

1. NH 3 + HCl = NH 4 Cl

2. N 2 + 3H 2 = 2NH 3

3. 4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O

4. 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

8. Сокращенное ионное уравнение реакции Fe 3+ + 3OH - = Fe(OH) 3 ↓ соответствует взаимодействию:

1.оксида железа (III) и воды;

2.соляной кислоты и гидроксида железа (III);

3.фосфата железа (III) и раствора гидроксида натрия;

4. хлорида железа (III) и раствора гидроксида калия.

9. Формула вещества, реагирующего с разбавленной серной кислотой:

1. О 2 2. CaO 3. Cu 4. CO 2

10. Элементом Э в схеме превращений Э → Э 2 О → ЭОН является:

1. барий 2. серебро 3. литий 4. углерод

Часть Б. Задания со свободным ответом.

11. (8 баллов) Напишите уравнения реакций между растворами гидроксида элемента с порядковым номером №19 и водородного соединения элемента с порядковым номером №35 в Периодической системе. Назовите все вещества, укажите тип реакции.

12. (8 баллов) В приведенной схеме H 2 S + O 2 = H 2 O + S определите степень окисления каждого элемента и расставьте коэффициенты методом электронного баланса.

13. (4 балла) Составьте уравнение химической реакции , соответствующей схеме Cu +2 → Cu 0 . Укажите окислитель и восстановитель.

14. (6 баллов) По схеме превращений Li → Li 2 O → LiOH → Li 2 SO 4 , составьте уравнения реакций в молекулярном виде. Для превращения №3 запишите полное и сокращенное ионные уравнения.

15. (4 балла) По уравнению реакции 2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3 рассчитайте объем хлора (н. у.), необходимого для получения 0,1 моль хлорида алюминия

Максимальное количество баллов – 40 баллов

Часть А – до 24 баллов «3»

+ часть Б 24 - 34 балла «4»

Выше 34 баллов - «5»

Вариант 1

1	2	3	4	5	6	7	8	9	10
3	3	3	4	2	1	1	4	1	4

11. Написание формул: LiOH HF 1 балл

Тип реакции 2 балла

12. С.О. каждого элемента 2 балла 3 V +5 2 O -2 5 + 10Al 0 = 5Al +3 2 O -2 3 + 6V 0

13 Уравнение 2 балла

С.О. 1 балл

14.

Названия всех веществ 2 балла

15. Оформление задачи 1 балл

Верное решение 3 балла

Неверный ответ -1 балл Ответ: 0,56 л О 2

Вариант 2

1	2	3	4	5	6	7	8	9	10
2	1	4	1	2	4	3	2	4	4

11. Написание формул: Са(OH) 2 HCl 1 балл

Уравнение реакции в молекулярном и ионном виде 3 балла

Названия всех веществ 2 балла

Тип реакции 2 балла

12. С.О. каждого элемента 2 балла 2 P -3 H +1 3 + 4 O 0 2 = P +5 2 O -2 5 + 3 H +1 2 O -2

Метод электронного баланса 4 балла

Коэффициенты в уравнении 2 балла

13 Уравнение 2 балла

Окислитель, восстановитель 1 балл

С.О. 1 балл

14. 3 уравнения в молекулярном виде 2 балла

Уравнение №3 полное и сокращенное ионное уравнение 2 балла

Названия всех веществ 2 балла

15. Оформление задачи 1 балл

Верное решение 3 балла

Неверный ответ -1 балл Ответ: 112гр СаО

Вариант 3

1	2	3	4	5	6	7	8	9	10
3	5	4	3	3	4	2	4	1	2

11. Написание формул: NaOH H 2 S 1 балл

Уравнение реакции в молекулярном и ионном виде 3 балла

Названия всех веществ 2 балла

Тип реакции 2 балла

12. С.О. каждого элемента 2 балла Fe 2 O 3 + 3 CO = 2Fe + 3 CO 2

Метод электронного баланса 4 балла Fe +3 +3e = Fe 0 2

Коэффициенты в уравнении 2 балла C +2 -2e = C +4 3

13 Уравнение 2 балла

Окислитель, восстановитель 1 балл

С.О. 1 балл

14. 3 уравнения в молекулярном виде 2 балла

Уравнение №3 полное и сокращенное ионное уравнение 2 балла

Названия всех веществ 2 балла

15. Оформление задачи 1 балл

Верное решение 3 балла

Неверный ответ -1 балл Ответ: 64гр СиО

Вариант 4

1	2	3	4	5	6	7	8	9	10
4	1	4	4	1	1	4	4	2	1

11. Написание формул: KOH HBr 1 балл

Уравнение реакции в молекулярном и ионном виде 3 балла

Названия всех веществ 2 балла

Тип реакции 2 балла

12. С.О. каждого элемента 2 балла 2H 2 S + O 2 = 2H 2 O + 2S

Метод электронного баланса 4 балла

Коэффициенты в уравнении 2 балла

13 Уравнение 2 балла

Окислитель, восстановитель 1 балл

С.О. 1 балл

14. 3 уравнения в молекулярном виде 2 балла

Уравнение №3 полное и сокращенное ионное уравнение 2 балла

Названия всех веществ 2 балла

15. Оформление задачи 1 балл

Верное решение 3 балла

Неверный ответ -1 балл Ответ: 3,36л Cl 2

Исаева Л. К., ФГБОУ кадетская школа "Вторая Донская Императора Николая II кадетская школа", г. Ростов-на-Дону

Полностью, поэтому концентрация ионов H + будет равна концентрации HCl , т.е. 0,10 M , и, следовательно, pH =1,00. Значения pH раствора HCl до точки эквивалентности будут определяться концентрацией неоттитрованной кислоты. При добавлении 10,0 мл щелочи в реакцию вступает 10% кислоты, и в растворе остается 90% неоттитрованной HCl . Концентрация ионов водорода в этом растворе составит [ H + ]=0,1 × 0,9 × 100/110=0,082 моль/л, т.е. pH =1,09. Если добавить 50 мл щелочи, прореагирует 50% исходного количества кислоты, и концентрация ионов водорода в растворе составит [ H + ]=0,1 × 0,5 × 100/150=0,033 моль/л, а pH =1,48. При объеме добавленной щелочи 90,0 мл в растворе останется 10% первоначального количества кислоты, т.е. [ H + ]=0,1 × 0,1 × 100/190=0,0053 моль/л и pH =2,28. При введении 99,0 мл щелочи в растворе будет [ H + ]=0,1 × 0,01 × 100/199=0,000503 моль/л и pH =3,30, а если добавить 99,9 мл, то [ H + ]=0,1 × 0,001 × 100/199,9=5 × 10 -5 моль/л и pH =4,30. В точке эквивалентности, когда вся кислота прореагирует со щелочью, pH раствора определяется автопротолизом воды и становится равным 7,00.

После точки эквивалентности pH раствора будет определяться количеством добавленной щелочи. Концентрация ионов OH - NaOH . Если добавить 0,1 мл (0,1 × 10 ‑3 л) 0,1 М NaOH , то объем раствора увеличится до 200,1 мл (0,2001 л) и [ OH ‑ ]=0,1 × 10 ‑3 × 0,1/0,2001=5 × 10 ‑5 моль/л, pOH =4,30 и pH =9,70. При добавлении 1,0 мл (1 × 10 ‑3 л) щелочи [ OH ‑ ]=1 × 10 ‑3 × 0,1/0,201=4,98 × 10 ‑4 моль/л, pOH =3,30, pH =10,70. Аналогично находим, что при добавлении 10,0 мл щелочи [ OH ‑ ]=1 × 10 ‑2 × 0,1/0,210=4,76 × 10 ‑3 моль/л, pOH =2,32, pH =11,68. По этим данным построим кривую титрования в координатах pH - V (NaOH ) (рисунок 2.1)

Рассмотрим один из наиболее распространенных индикаторов - метиловый оранжевый . Кислая форма HInd у него имеет красный цвет, а основная Ind - - желтый. Из выражения ( 1 ) можно получить

. ()

Это соотношение показывает, что с увеличением концентрации ионов водорода дробь [ Ind - ]/[ HInd ] будет уменьшаться. Если кислотность раствора снижать, то отношение [ Ind - ]/[ HInd ] будет расти, и интенсивность желтой окраски увеличится. При логарифмировании ( 2 ) получаем

. ()

Глаз человека способен установить появление окрашенных частиц, если их содержание будет примерно в 10 раз или более превышать концентрацию других окрашенных частиц в растворе. Это означает, что если отношение [ Ind ‑ ]/[ HInd ] будет близко к значению 10/1 и больше, то цвет раствора на глаз будет восприниматься как цвет индикаторной формы Ind ‑ , а если отношение [ Ind ‑ ]/[ HInd ] будет близко к 1/10 и меньше, то цвет раствора будет восприниматься как окраска индикаторной формы HInd . При выполнении условия 0,1 ≤ [ Ind ‑ ]/[ HInd ] ≤ 10 наблюдается промежуточная окраска индикатора.

Интервал pH , в котором индикатор изменяет свою окраску, называется интервалом перехода индикатора .

Чтобы его найти, подставим предельные значения отношения [ Ind ‑ ]/[ HInd ], равные 10 и 0,1, в уравнение (3 )

ΔpH = pK HInd ± 1 . ()

Правильно выбранный индикатор изменяет окраску в области скачка титрования. Наблюдаемое при титровании резкое изменение цвета индикатора при добавлении лишь одной капли титранта связано с резким (в несколько единиц) изменением pH в области скачка. У неправильно выбранного индикатора изменение окраски может происходить задолго до наступления точки эквивалентности (в недотитрованных растворах) или после нее (в перетитрованных). При этом изменение цвета раствора не будет столь резким, как вблизи точки эквивалентности.

Выбирают индикатор с помощью кривой титрования. Для этого на график кривой титрования наносят интервал перехода индикатора. У правильно подобранного индикатора интервал перехода полностью или частично перекрывается скачком титрования. Если такого перекрывания нет, индикатор для данного титрования не подходит. Отличным индикатором для рассмотренного выше титрования сильной кислоты сильным основанием является бромтимоловый синий , интервал перехода которого находится в середине скачка титрования (рис. 2.1 ). Фенолфталеин также может быть использован для данного титрования, так как его интервал перехода (8,2…9,8) захватывает область скачка титрования. Явно непригодным индикатором для титрования 0,1 М HCl раствором NaOH был бы, например, метиловый оранжевый (табл. 1. 1 ).

Величину pH , при которой заканчивается титрование с данным индикатором, называют показателем титрования и обозначают pT . Показатель титрования находится близко к середине интервала перехода индикатора . У метилового оранжевого pT 4,0, у фенолфталеина 9,0 и т.д. Правило выбора индикатора можно сформулировать также, пользуясь понятием pT . Индикатор пригоден для данного титрования, если его pT лежит в пределах скачка титрования.

Применение цветных кислотно-основных индикаторов является широко распространенным и наиболее простым, но не единственным методом определения точки эквивалентности. Наряду с цветными, используют также флуоресцентные и хемилюминесцентные индикаторы . С большим успехом применяют различные физико-химические методы: потенциометрию , кондуктометрию , фотометрию и др. Потенциометрические измерения позволяют следить за изменением pH в ходе всего процесса титрования, экспериментально получать кривую титрования и по скачку pH определять точку эквивалентности. В ходе реакции кислотно-основного взаимодействия существенно изменяется электрическая проводимость раствора , поэтому во многих случаях для обнаружения точки эквивалентности используют кондуктометрические измерения . Физико-химические способы фиксирования точки эквивалентности рассмотрены в учебном пособии «Аналитическая химия. Физико-химические методы анализа ».

Кривая титрования слабой одноосновной кислоты сильным основанием

Рассчитаем кривую титрования 100,0 мл 0,100 М CH 3 COOH раствором 0,100 М NaOH . В начальной точке кривой титрования pH раствора будет определяться диссоциацией уксусной кислоты

CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO - + H 3 O +

или упрощенно

CH 3 COOH CH 3 COO - + H + .

Концентрацию ионов водорода в растворе слабой одноосновной кислоты можно определить по уравнению ; и pH =2,89. Здесь K - константа диссоциации уксусной кислоты (табл. 4 Приложения).

При добавлении в этот раствор гидроксида натрия в результате реакции появится эквивалентное количество ацетат-иона, который в смеси с уксусной кислотой образует ацетатный буферный раствор . Поэтому всю ветвь кривой титрования до точки эквивалентности можно рассчитать по формуле, использующейся для расчета pH буферных растворов , образованных слабой кислотой и ее хорошо растворимой солью

где С NaOH V NaOH pK = ‑ lgK = ‑ lg (1,74 × 10 ‑5) = 4,76.

pH =3,76 при V NaOH = 9 мл; pH =4,76 при V NaOH = 50 мл; pH =5,76 при V NaOH = 91 мл; pH =6,76 при V NaOH = 99 мл; pH =7,76 при V NaOH = 99,9 мл.

Эквивалентное количество щелочи (V NaOH =100 мл) приведет к образованию в растворе 0,100 моль/л ацетат-ионов (ацетата натрия). CH 3 COONa , являясь солью слабой кислоты и сильного основания, подвергается гидролизу и придает раствору щелочную реакцию

CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH - .

Рассчитаем pH

, ,

pOH = 5,27; pH = 14 - 5,27 = 8,73.

После точки эквивалентности pH раствора определяется количеством добавленной щелочи. Как и в случае титрования сильной кислоты сильным основанием (см. выше), концентрация ионов OH - растет пропорционально количеству добавленного раствора NaOH pH =9,70 при V NaOH =100,1 мл, pH =10,70 при V NaOH =101 мл, pH =11,68 при V NaOH =110 мл. Построенная по этим результатам кривая титрования изображена на рисунке 2.2 .

В этом случае линия нейтральности пересекается кривой титрования еще до точки эквивалентности. Вблизи точки эквивалентности (± 0,1%) наблюдается скачок титрования от pH 7,76 до pH 9,70, а точка эквивалентности находится при pH 8,73. Характерной особенностью кривых титрования слабых одноосновных кислот является несовпадение точки эквивалентности с точкой нейтральности и расположение точки эквивалентности в щелочной области.

Скачок титрования 0,1 М уксусной кислоты намного меньше, чем соляной или другой сильной кислоты. Он составляет всего около двух единиц pH вместо 5,4 единиц при титровании 0,1 М соляной кислоты. С уменьшением концентрации кислоты и увеличением температуры скачок уменьшается. Он уменьшается также с уменьшением константы диссоциации кислоты.

Кривая титрования слабого однокислотного основания сильной кислотой

Начальная точка такой кривой характеризует равновесие в растворе слабого основания. Если титруется раствор аммиака , рН раствора будет определяться равновесием

NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH -

Концентрация ионов ОН - в 0,1 М растворе NH 3 можно вычислить по формуле:

Моль/л;

рОН = 2,87

рН = 14 - 2,87 = 11,13.

При добавлении к 100,0 мл этого раствора 9,0 мл 0,1 М HCl концентрация NH 3 снизится до 0,091 моль/л, а концентрация иона NH 4 + увеличится до 0,009 моль/л. В результате образуется смесь слабого основания и его соли, т.е. буферный раствор .

рН = 14 - рОН

где С HCl =0,100 - концентрация титранта, моль/л; V HCl - объем добавленного раствора титранта, л; pK =- lgK =- lg (1,76 × 10 ‑5)=4,75.

Рассчитаем несколько значений pH на кривой титрования до точки эквивалентности: pH =10,25 при V HCl =9мл; pH =9,25 при V HCl =50мл; pH =8,25 при V HCl =91мл; pH =7,25 при V HCl =99мл; pH =6,25 при V HCl =99,9мл. NH 4 OH + H + .

Рассчитаем pH среды раствора, обусловленный гидролизом соли, концентрация которой с учетом разбавления раствора титрантом равна 0,05 М

, ,

pH = 5,27

После точки эквивалентности pH раствора определяется количеством добавленной кислоты. H + растет пропорционально количеству добавленного раствора HCl . Исходя из этого, можно рассчитать следующие точки на кривой титрования: pH =4,3 при V HCl =100,1мл, pH =3,3 при V HCl =101мл, pH =2,32 при V HCl =110мл.

Можно отметить плавное уменьшение рН в ходе титрования и скачок в области точки эквивалентности . Скачок титрования практически полностью находится в кислой области.

Точка эквивалентности расположена при рН=5,27 и не совпадает с точкой нейтральности. Скачок титрования 0,1 М раствора аммиака в пределах ± 0,1% от точки эквивалентности находится в пределах рН от 6,25 до 4,3 и составляет 2 единицы рН.

Кривые титрования многоосновных (полипротонных) кислот и оснований

Главное различие в расчетах кривой титрования одно- и многоосновных кислот связано со ступенчатой диссоциацией многоосновных кислот и, как следствие, с возможным существованием двух и более скачков титрования. Кривая титрования многоосновной кислоты до первой точки эквивалентности рассчитывается по тем же соотношениям, которые использовались для расчета кривой титрования одноосновной кислоты, учитывая диссоциацию многоосновной кислоты только по первой ступени. Возможность титрования кислоты с заданной точностью по первой точке эквивалентности зависит от соотношения ступенчатых констант диссоциации константа диссоциации будет на 4 порядка меньше, чем первая. Аналогичный расчет показывает, что если различие в константах диссоциации будет составлять 6 или более порядков, погрешность определения может быть снижена до 0,1%.

Например, у фосфорной кислоты H 3 PO 4 pK 1 =2,12; pK 2 =7,21 и pK 3 =12,38. Вторая константа диссоциации отличается от первой примерно на 5 порядков, следовательно, погрешность титрования фосфорной кислоты по первой ступени будет меньше 1%, но больше, чем 0,1%. У щавелевой кислоты pK 1 =1,25; pK 2 =4,27, поэтому погрешность титрования щавелевой кислоты по первой ступени будет превышать 1%.

Расчет показывает, что кривая титрования фосфорной кислоты имеет два четко выраженных скачка титрования с точками эквивалентности при pH =(pK 1 + pK 2 )/2=(2,12+7,21)/2=4,67 и при pH =(pK 2 + pK 3 )/2=(7,21+12,38)/2=9,80. Интервалы перехода метилового оранжевого и фенолфталеина показывают, что метиловый оранжевый изменяет окраску в области первой точки эквивалентности, а фенолфталеин - в области второй. Следовательно, фосфорную кислоту можно оттитровать как одноосновную, если в качестве индикатора взять метиловый оранжевый, и как двухосновную, если использовать фенолфталеин. В области третьей точки эквивалентности скачка не наблюдается, т.к. соответствующая константа диссоциации фосфорной кислоты очень мала (K 3 =4,2 × 10 ‑13). При необходимости оттитровать фосфорную кислоту по третьей ступени в раствор вводят CaCl 2 , в результате чего образуется малорастворимый осадок ортофосфата кальция

2H 3 PO 4 + 3Ca 2+ → Ca 3 (PO 4) 2 + 6H + .

Выделившийся H + титруют обычным методом.

Соли слабых многоосновных кислот и щелочных металлов являются слабыми основаниями. Например, водные растворы карбоната натрия, калия и других щелочных металлов могут быть оттитрованы кислотами:

CO 3 2- + H + → HCO 3 - ,

HCO 3 - + H + →H 2 CO 3 .

На кривой титрования в этом случае имеются два скачка. Первый из них соответствует точке эквивалентности с pH =(pK 1 + pK 2 )/2=(6,35+10,32)/2=8,34, где pK 1 и pK 2 отвечают двум ступеням диссоциации угольной кислоты . Во второй точке эквивалентности величина [ H + ] зависит от концентрации образовавшейся угольной кислоты: . Эта точка находится в кислой области (pH <7).

Н.Г. Домина, С.А. Зуйкова, А.И. Хлебников, Н.А. Чемерис

Шиманович И.Л. Химия: методические указания, программа, решение типовых задач, программированные вопросы для самопроверки и контрольные задания для студентов-заочников инженерно-технических (нехимических) специальностей вузов / И.Л. Шиманович. - 3-е изд., испр. - М.: Высш. шк., 2003. - 128 с.

221. Исходя из степени окисления хлора в соединениях HCl, НСlО3, НСlO4, определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему?

222. Реакции выражаются схемами:

Р+НIO3+Н2ОН3РО4+HI

H2S+Cl2+Н2ОH2SO4+HCl

223. Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс - окисление или восстановление - происходит при следующих превращениях:

As3-As5+; N3+N3-; S2-S0.

На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:

224. Исходя из степени окисления фосфора в соединениях РН3, Н3РО4, H3PO3, определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:

225. Реакции выражаются схемами:

P+HNO3+H2OH3PO4+NO

KMnO4+Na2SO3+KOHK2MnO4+Na2SO4+H2O

Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое - восстановителем; какое вещество окисляется, какое - восстанавливается.

226. Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс - окисление или восстановление - происходит при следующих превращениях:

Mn6+Mn2+; Cl5+Cl-; N3-N5+

На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:

227. Реакции выражаются схемами:

HNO3+CaNH4NO3+Ca(NO3)2+Н2О

K2S+KMnO4+H2SO4S+K2SO4+MnSO4+H2O

228. Исходя из степени окисления хрома, йода и серы в соединениях K2Cr2O7, KI и H2SO3, определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:

229. Реакции выражаются схемами:

H2S+Cl2+H2OH2SO4+HCl

K2Cr2O7+H2S+H2SO4S+Cr2(SO4)3+K2SO4+H2O

230. Реакции выражаются схемами:

KClO3+Na2SO3КСl+Na2SO4

KMnO4+HBrBr2+KBr+MnBr2+H2O