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.
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
