Przeprowadzono doświadczenie przedstawione na rysunku w warunkach stałej temperatury. Uzupełnij zdania używając określeń: wzrosła / zmalała / nie zmieniła się.
1. Wartość stopnia dysocjacji kwasu - w dośw. I.: ................................... - w dośw. II.: .................................. 2. Wartość pH - w dośw. I ..................................... - w dośw. II.: .................................. 3. Wartość stałej dysocjacji kwasu w dośw. I.: .......................................
1. I. wzrosła (wraz ze wzrostem rozcieńczenia α wzrasta). II. nie zmieniła się (wartość stopnia dysocjacji elektrolitów mocnych = 100%) 2. I. wzrosła, II. wzrosła (zmniejszyło sie stężenie jonów H+) 3. nie zmieniła się (wartość K nie zależy od stężenia)
Przeprowadzono dwa doświadczenia zgodnie ze schematami: A. wodorosiarczan(IV) potasu + kwas bromowodorowy B. wodorosiarczan(VI) potasu + kwas bromowodorowy
Uzupełnij tekst:
Z podanych dwóch doświadczeń zaszła reakcja tylko zgodnie ze schematem......... (A/B), ponieważ ........................... Podczas tej reakcji zaobserwowano ...................................................... Przedstawia się ją równaniem jonowym skróconym: .............................
Z podanych dwóch doświadczeń zaszła reakcja tylko zgodnie ze schematem A, ponieważ mocny kwas wypiera słaby kwas z jego soli. Podczas tej reakcji zaobserwowano wydzielanie gazu o ostrym zapachu. Przedstawia się ją równaniem jonowym skróconym: HSO3– + H+ → H2O + SO2
Przepływ prądu elektrycznego w roztworach elektrolitów jest związany z obecnością w nich jonów. Jony charakteryzują się znaczną ruchliwością. Najbardziej ruchliwe są jony H+, mniej - jony OH– a pozostałe jony charakteryzują się dużo mniejszą ruchliwością. Im więcej jest jonów w roztworze i im bardziej są one ruchliwe tym większe jest jego przewodnictwo elektryczne.
Do zlewki zawierającej 100cm3 0,1-molowego roztworu HCl dodawano kroplami 50cm3 0,1-molowego roztworu kwasu NaOH. W trakcie doświadczenia mierzono przewodność elektryczną roztworu w roztworze.
Uzupełnij zdanie.
W trakcie doświadczenia zaobserwowano, że przewodnictwo roztworu w zlewce ................... (rosło / malało / nie zmieniało się), ponieważ ...................................
malało, ponieważ dodawane jony OH– wiązały ruchliwe jony H+, co w rezultacie powodowało zmniejszanie ilości tych jonów w roztworze.
Zadanie. 1.
1.1.Uzupełnij zdanie.
Siarczek amonu w roztworze wodnym ...................... (ulega / nie ulega) .................... (dysocjacji / hydrolizie) i dlatego odczyn roztworu jest ................... (obojętny / kwasowy / zasadowy / zbliżony do obojętnego)
1.2. Napisz odpowiednie jonowe skrócone równanie reakcji obrazujące proces opisany w p.1.1. ..........................................................
Zadanie.2. Do roztworu zawierającego 0,001 mol siarczku amonu dodano roztwór zawierający 0,002 mol kwasu chlorowodorowego. U wylotu probówki umieszczono zwilżony papierek uniwersalny.
2.1. Napisz równanie reakcji, jaka zaszła w probówce w formie cząsteczkowej i jonowej skróconej. forma cząsteczkowa: ................................ forma jonowa skrócona: ...........................
2.2 Napisz, co obserwowano podczas przeprowadzania doświadczenia. ...........................................
2.3. Określ barwę papierka wskaźnikowego po zakończeniu doświadczenia ...........................................
2.4. Określ, jak zmieniło się pH zawartości po zakończeniu reakcji - wybierz a, b lub c. a) nie zmieniło się b) wzrosło c) zmalało
1.1 ulega / hydrolizie / zbliżony do obojętnego 1.2. (NH4)2S + 2H2O ⇄ 2(NH3·H2O) + H2S
2.1. (NH4)2S + 2HCl → 2NH4Cl + H2S 2H+ + S2– → H2S
2.2. Wydzielanie gazu o charakterystycznym, nieprzyjemnym zapachu 2.3. czerwona 2.4. zmalało
Iloczyn rozpuszczalności Zn(OH)2 wynosi 3,0·10−17.
Oblicz pH nasyconego roztworu Zn(OH)2.
pH=8,59 ____________________ Zn(OH)2 ⇄ Zn2+ + 2OH− I = [Zn2+][OH–]2 3,0·10−17= x · (2x)2 ⇒ x = 1,96·10−6 2x=[OH–]=3,92·10−6
pOH=-log([OH–]) = -log(3,92·10−6) = 5,41
pH=14-pOH = 14-5,41 = 8,59
W wyniku reakcji BF3 z jonami F– powstał jon BF4–.
1. Napisz równanie tej reakcji. .................................. 2. Uzupełnij zdanie. W reakcji tej F– pełni rolę ..................... (kwasu/zasady) ...................... (Arrheniusa / Brønsteda / Lewisa), ponieważ ..............................
3. Uzupełnij tabelę.
1. BF3 + F– → BF4– 2. zasady Lewisa / ponieważ jest donorem pary elektronowej dla BF3. 3.
Do 10cm3 roztworu HCl o stężeniu 0,5 mol/dm3 dodano 5cm3 roztworu NaOH o stężeniu 0,1mol/dm3.
Oblicz, jak zmieniło się pH roztworu HCl po dodaniu roztworu NaOH. W obliczeniach pomiń powstającą w reakcji wodę.
wzrosło o 0,22 jednostki ________________________ HCl + NaOH → NaCl + H2O
Obliczenie pH HCl przed reakcją c = [H+] = 0,5 mol/dm3 pH = -log([H+]) = 0,30
Obliczenie ilości moli HCl w roztworze 1000cm3 r. HCl — 0,5 mola HCl 10cm3 r. HCl — 0,005 mola HCl
Obliczenie ilości moli NaOH 1000cm3 r. NaOH — 0,1 mola NaOH 5cm3 r. NaOH — 0,0005 mola NaOH
Obliczenie ilości pozostałego HCl 0,0005 mola NaOH zobojętnia 0,0005 mola HCl 0,0050 - 0,0005 = 0,0045 mola HCl zostało
Obliczenie objętości roztworu V HCl + V NaOH = 0,010 + 0,005 = 0,015 dm3
Obliczenie stężenia HCl 0,015 dm3 r. HCl — 0,0045 mola HCl 1 dm3 r. HCl — x mola HCl ⇒ x = 0,3 mola HCl
Obliczenie pH c = [H+] = 0,3 mol/dm3 pH = -log([H+]) = 0,52
Obliczenie różnicy pH 0,52 - 0,30 = 0,22
Beztlenowe kwasy fluorowców w roztworach wodnych reagują z wodą i powstają jony reszt kwasowych, które w teorii Brønsteda są zasadami.
Spośród podanych wzorów jonów wybierz ten, który jest najsilniejszą zasadą Brønsteda i napisz równanie reakcji opisanej we wstępie. F– • Cl– • Br– • I–
Równanie reakcji: ..................
HF + H2O ⇄ H3O+ + F– ______________________
Im słabszy jest kwas tym mocniejsza jest sprzężona z nim zasada. HF to najsłabszy kwas z kwasów tworzonych przez fluorowce, więc utworzy najsilniejszą zasadę.
40cm3 roztworu NH3 o stężeniu 0,1mol/dm3 rozcieńczono za pomocą 10cm3 wody.
Oblicz pH otrzymanego roztworu.
pH=11,08 ____________________________ Obliczenie liczby moli w roztworze 1 dm3 roztworu — 0,1mol NH3 0,04dm3 roztworu — x moli NH3 ⇒ x= 0,004 mola NH3
Obliczenie stężenia roztworu po rozcieńczeniu 0,04dm3 + 0,01dm3 = 0,05dm3 c=n/V c= 0,004 mola NH3 / 0,05dm3 = 0,08 mol/dm3 Obliczenie stężenia OH– Kb = ([NH4+] [OH–]) / [NH3], [NH4+]=[OH¯]=x [NH3] ≈ c 1,8·10−5 = x2/0,08 ⇒ x = 0.0012 mol/dm3 Obliczenie pOH i pH pOH = - log [OH–] = 2.92 pH = 14-pOH = 11,08
Dane są dwa roztwory kwasów o jednakowych stężeniach, których stałe dysocjacji wynoszą Ka HClO = 3,2·10−8 Ka HBrO = 2,0·10−9
Uzupełnij zdania. Kwas ...................... (HClO / HBrO) ma niższą stałą dysocjacji ponieważ .........................
pH roztworu kwasu HClO jest .................. (takie same, jak / wyższe niż / niższe niż) pH roztworu kwasu HBrO.
HBrO / jest słabiej zdysocjowany niższe niż
_________________________ Im wyższe K tym więcej jest jonów wodorowych w roztworze, więc jego pH maleje.
o Do probówki zawierającej wodny roztwór wodorowęglanu potasu dodano kwas chlorowy(I).
W probówce ........................ (nastąpiła / nie nastąpiła) reakcja z wydzieleniem tlenku węgla(IV), ponieważ .....................
nie nastąpiła, ponieważ HClO jest słabszy niż H2CO3 i dlatego nie wypiera CO2 z roztworu jego soli.
a Do 0,3 dm3 roztworu HCl o pH = 1 dodano 0,2 dm3 roztworu NaOH o pH=13.
Oblicz stężenie jonów wodorowych w roztworze po reakcji. W obliczeniach nie uwzględniaj powstałej wody.
0,02 mol/dm3 ______________________________ pH HCl = 1 ⇒ c1 HCl = 0,1 mol/dm3 pH NaOH = 13 ⇒ pOH=1 ⇒ c OH– = 0,1 mol/dm3 Obliczenie ilości moli H+ w roztworze HCl 1 dm3 r. HCl — 0,1 mola H+ 0,3 dm3 r. HCl — x mola H+ ⇒ x = 0,03 mola H+ Obliczenie ilości moli OH– w r. NaOH 1 dm3 r. NaOH — 0,1 mola OH– 0,2 dm3 r. NaOH — x mola OH– ⇒ x = 0,02 mola OH– Obliczenie różnicy po zobojętnieniu 0,03-0,02 = 0,01 [mola H+ ] Obliczenie stężenia po zmieszaniu roztworów V= 0,2 + 0,3 = 0,5 [dm3] c2 H+ = n/V = 0,01/0,5 = 0,02 [mol/dm3]
