bài tập về chiều của phản ứng hoá học vô cơ

Cung cấp các dạng bài tập vô cơchiều hướng phản ứng hoá học vô cơ độ tan, tích số tan, chuyển dịch cân bằng, phản ứng xảy ra khi nào, các hiện tượng khác các bài tập này là các dạng cơ bản nên sẽ không có bài giải, xem lại các công thức các bạn sẽ dễ dàng vận dụng và làm ra

CHƯƠNG 4 4.1. a) Độ tan của PbSO 4 trong nước ở 25 0 C là 4,25.10 -3 g/100 ml dung dịch. Tính tích số tan của PbSO 4 . b) Độ tan của PbF 2 trong nước ở 25 0 C là 0,64 g/l. Tính tích số tan của PbF 2 . 4.2. a) Tính độ tan của Ca(OH) 2 trong nước ở 25 0 C biết T 2 )(OHCa = 6,5.10 -6 . b) Tính độ tan của Ca(OH) 2 trong dung dịch Ca(NO 3 ) 2 0,10M. So sánh kết quả với câu a). 4.3. Một dung dịch chứa ion niken (II) có nồng độ là 1,5.10 -6 M. Cho một lượng Na 2 CO 3 vào dung dịch đó để có nồng độ ion CO −2 3 là 6,0.10 -4 M. Hỏi: a) Có kết tủa niken (II) cacbonat không? b) Điều gì sẽ xảy ra nếu tăng nồng độ CO −2 3 lên 100 lần? Cho biết: T 3 NiCO = 6,6.10 -9 4.4. Nếu cho vào dung dịch muối stronti có nồng độ ion stronti là 2,5.10 -4 M một lượng Na 2 SO 4 để có nồng độ ion SO 2 4 − là 2,5.10 -4 M thì xảy ra điều gì? Cho biết T 4 SrSO = 2,8.10 -7 . 4.5. Nồng độ Ni 2+ trong nước là 0,001M. Cho T NiS = 3.10 -21 . Hỏi: a) Nồng độ tối thiểu ion S 2- phải là bao nhiêu để bắt đầu kết tủa NiS. b) Nồng độ của Ni 2+ sẽ là bao nhiêu khi nồng độ của ion S 2- là 0,0001M ? Nhận xét kết quả. 4.6. Một dung dịch chứa ion Cd 2+ và ion Ni 2+ đều có nồng độ là 0,02M. Khi thêm ion sunfua, cả CdS và NiS đều kết tủa. a) Chất nào kết tủa trước, NiS hay CdS ? b) Ngay trước khi ion kim loại thứ hai kết tủa, nồng độ của ion kim loại kết tủa trước còn lại là bao nhiêu ? c) Nhận xét kết quả. Cho biết T CdS = 3,6.10 -29 ; T NiS = 3,0.10 -21 . 4.7. Mỗi cặp cation sau đây cùng tồn tại trong một dung dịch a) Ag + và Bi 3+ b) Fe 2+ và K + Dùng các chất nào sau đây : HCl, (NH 4 ) 2 S, hay NaOH để cho kết tủa một cation trong mỗi trường hợp trên. (Xem tích số tan của các chất cần thiết trong bảng phụ lục) 4.8. Cần bao nhiêu mol NH 4 Cl thêm vào 1,0 lit dung dịch Mg(NO 3 ) 2 0,1M và NH 3 0,1M để ngăn cản Mg(OH) 2 kết tủa. T 2 )(OHMg = 1,5.10 -11 ; K )( 3 NHb = 1,8.10 -5 4.9. Ion Ag + tạo thành nhiều muối khó tan như AgCl, AgBr, … AgCl hay AgBr khó tan hơn ? (tra bảng tích số tan) Nếu cho đủ lượng ion bromua vào huyền phù AgCl (r) , có thể chuyển AgCl thành AgBr được không ? 1 4.10. Biết rằng AgCl (r) hòa tan trong dung dịch NH 3 tạo thành ion phức [Ag(NH 3 ) 2 ] + theo phương trình phản ứng : AgCl (r) + 2NH 3(aq) → [Ag(NH 3 ) 2 ] + )(aq +Cl − )(aq Hỏi cần bao nhiêu mol NH 3 để hòa tan 0,05 mol AgCl huyền phù trong 1lit nước. T AgCl = 1,8.10 -10 ; K + ])([ 23 NHAgtt = 1,6.10 7 . 4.11. Hỏi 100ml dung dịch NH 3 4M có hòa tan hoàn toàn 0,01 mol AgCl huyền phù trong 1lit nước không ? 4.12. Tính nồng độ dung dịch NH 3 cần thiết để có thể kết tủa Mg(OH) 2 từ dung dịch Mg(NO 3 ) 2 0,1M. Cho biết: T 2 )(OHMg = 1,5.10 -11 ; K )( 3 NHb = 1,8.10 -5 4.13 Người ta muốn hòa tan Zn(OH) 2 bằng dung dịch natri hiđroxit. pH của dung dịch là 11,8. Tính nồng độ của Zn +2 )(aq và [Zn(OH) 4 ] 2- trong dung dịch. Cho biết: T 2 )(OHZn = 4,5.10 -17 ; K −2 4 ))((. OHZnlp = 3,3 .10 -16 4.14 Giai đoạn quyết định trong việc tráng phim đen trắng là loại bỏ AgBr dư trong phim bằng dung dịch natri thiosunfat (Na 2 S 2 O 3 ) (thường gọi là hypo) do tạo ion phức [Ag(S 2 O 3 ) 2 ] 3- . Tính độ tan của AgBr. a) Trong nước. b) Trong dung dịch hypo 1M. c) Trong dung dịch NH 3 1M. So sánh kết quả. Cho: K tạo phức [Ag(S 2 O 3 ) 2 ] 3- = 4,7.10 13 ; K tạo phức [Ag(NH 3 ) 2 ] + = 1,7.10 7 ; T AgBr = 5.10 -13 4.15 Một dung dịch gồm MgCl 2 0,2M và CuCl 2 0,1M. Tính nồng độ OH - cần thiết để tách các cation kim loại dưới dạng hiđroxit. T 2 )(OHMg = 6,3.10 -10 T 2 )(OHCu = 2,2.10 -20 4.16 Người ta làm thí nghiệm với kết quả như sau: Dung dịch chứa các cation cùng nồng độ Cho H 2 S lội qua dung dịch (có môi trường axit) Cho H 2 S lội qua dung dịch (có môi trường trung tính) Cho H 2 S lội qua dung dịch (có môi trường bazơ yếu) (dd NH 3 ) Cu +2 )(aq Cu +2 )(aq +S −2 )(aq →CuS (r) đen Cu +2 )(aq +S −2 )(aq →CuS (r) đen Cu +2 )(aq +S −2 )(aq →CuS (r) đen Zn +2 )(aq Không kết tủa Zn +2 )(aq +S −2 )(aq →ZnS (r) trắng Zn +2 )(aq +S −2 )(aq →ZnS (r) trắng Ni +2 )(aq Không kết tủa Không kết tủa Ni +2 )(aq +S −2 )(aq →NiS (r) đen T CuS = 6,3.10 -36 ; T ZnS = 1,6.10 -24 ; T NiS = 4.10 -21 Hãy giải thích kết quả thí nghiệm trên. Nêu ứng dụng dựa vào kết quả đó. 2 4.17. Có một dung dịch chứa các ion Co 2+ và Mn 2+ đều có nồng độ là 0,001M. Cần khống chế pH là bao nhiêu để có thể kết tủa tối đa CoS và để lại Mn 2+ trong dung dịch khi thêm H 2 S vào. Cho biết: T CoS = 5,9.10 -21 ; T MnS = 5,1.10 -15 ; K a1 (H 2 S) = 1. 10 -7 ; K a2 (H 2 S) = 1,3.10 -13 . 4.18. a) Tính nồng độ các tiểu phân (phân tử và ion) có mặt trong dung dịch axit hipoclorơ HOCl 0,10M. Cho biết K a(HOCl) = 3,5.10 -8 . b) Tính % phân tử axit axetic bị ion hóa trong dung dịch. Cho biết K )( 3 COOHCHa = 1,8.10 -5 . 4.19. Tính nồng độ ion OH - , pH và % phân tử NH 3 bị ion hóa trong dung dịch NH 3 0,2M. Cho biết K b = 1,8.10 -5 . 4.20. Tính pH cho dung dịch thu được khi trộn 50 ml NaOH 0,1M với 50 ml axit fomic HCOOH 0,1M. Cho biết: K )( − HCOOb = 5,6.10 -11 4.21. Tính pH của dung dịch khi trộn 100 ml axit HCl 0,1M với 50 m dung dịch NH 3 0,2M. Cho biết: K )( 4 + NHa = 5,6.10 -10 4.22. Tính nồng độ của ion Cu 2+ , NH 3 và [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ khi trộn 500 ml dung dịch NH 3 3M với 500ml Cu(NO 3 ) 2 2.10 -3 M. Cho biết K tạo phức [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ = 6,8.10 12 4.23. Trộn 50 ml dung dịch NH 3 1M với 50 ml dung dịch Ag + 1.10 -3 M. Tính nồng độ của Ag + , NH 3 , và [Ag(NH 3 ) 2 ] + khi cân bằng : Ag + )(aq + 2NH 3(aq)  [Ag(NH 3 ) 2 ] + )(aq K tt = 1,6.10 7 4.24. Thế khử chuẩn E 0 đối với phản ứng sau đây là + 1,33 V Cr 2 O −2 )(7 aq + 14H + )(aq → 2Cr +3 )(aq + 7H 2 O (1) Các quá nào sau đây có thể xảy ra nếu người ta dùng dung dịch kali đicromat (K 2 Cr 2 O 7 ) làm chất oxi hóa. Viết phương trình phản ứng. 1. 2Br - → Br 2 + 2e 2. 2Cl - → Cl 2 + 2e 3. 2H 2 O → H 2 O 2 + 2H + + 2e 4. H 2 S → S + 2H + + 2e 5. Hg +2 2 → 2Hg 2+ + 2e 6. Cu → Cu 2+ + 2e 7. Mn 2+ + 4H 2 O → MnO − 4 + 8H + + 5e 8. HNO 2 + H 2 O → NO − 3 + 3H + + 2e (Tra bảng thế điện cực để tìm thế khử chuẩn của các cặp oxi hóa – khử trên.) 4.25. Tổ hợp các bán phản ứng sau thành những phản ứng oxi hóa – khử tự diễn biến. Tính E 0 đối với mỗi phản ứng và sắp xếp các chất oxi hóa và chất khử theo độ mạnh tăng dần. 1. NO − )(3 aq + 4H + )(aq + 3e → NO (k) + 2H 2 O E 0 = 0,96 V 2. N 2(k) + 5H + )(aq + 4e → N 2 H + )(5 aq E 0 = -0,23 V 3. MnO 2(r) + 4H + )(aq + 2e → Mn +2 )(aq + 2H 2 O (l) E 0 = 1,23 V 3 4.26. Một pin được thiết kế như sau và làm việc ở 25 0 C. - Một bán phản ứng là cặp Fe 3+ /Fe 2+ trong đó: [Fe 3+ ] = 1M; [Fe 2+ ] = 0,1M. - Bán phản ứng kia là cặp MnO − 4 /Mn 2+ trong dung dịch axit trong đó [MnO − 4 ] = 1.10 -7 M; [Mn 2+ ] = 1.10 -4 M; [H + ] = 1.10 -3 M. a) Tìm thế của mỗi bán phản ứng ở các nồng độ trên. b) Tìm thế của pin. 4.27. Chất oxi hóa nào sau đây trở nên mạnh hơn khi nồng độ [H + ] tăng lên? Chất nào không thay đổi? Chất nào yếu hơn? Giải thích. a) Cl 2 ; b) Cr 2 O 2 7 − ; c) Fe 3+ ; d) MnO − 4 . 4.28. a) Tính sự biến đổi ΔG 0 theo J/mol ở 25 0 C của phản ứng sau với các thế điện tiêu chuẩn: 3Sn +4 )(aq + 2Cr (r) → 3Sn +2 )(aq + 2Cr +3 )(aq b)Tính hằng số cân bằng K của phản ứng trên ở 25 0 C: dựa vào ΔG 0 của phản ứng và dựa vào E 0 của phản ứng. 4.29. Tính hằng số cân bằng K của các phản ứng sau ở 25 0 C. a) 2Cu (r) + PtCl −2 )(6 aq → 2Cu + )(r + PtCl −2 )(4 aq + 2Cl - b) Fe (r) + Cd +2 )(aq → Fe +2 )(aq + Cd (r) 4.30. a) Tính hằng số cân bằng K của phản ứng tự oxi hóa – khử của ion Hg +2 2 Hg +2 )(2 aq  Hg (l) + Hg +2 )(aq b) Nếu ta có một dung dịch Hg 2 (NO 3 ) 2 0,01M thì nồng độ cân bằng của Hg +2 )(2 aq và Hg +2 )(aq là bao nhiêu ? 4.31. Giữa các ion cromat và ion đicromat trong dung dịch có cân bằng động sau: 2CrO −2 )(4 aq + 2H + )(aq  Cr 2 O −2 )(7 aq + H 2 O (l) K = 4,2.10 14 . Trong dung dịch 1M có 10%Cr nằm ở dạng đicromat và 90%Cr ở dạng cromat. Tính pH của dung dịch. 4.32. Tính ΔG 0 và hằng số cân bằng K của phản ứng sau ở 25 0 C Pb (r) + 2Ag + )(aq → Pb +2 )(aq + 2Ag (r) . (Tính hằng số cân bằng theo E 0 và theo ΔG 0 của phản ứng) 4.33. Ở 25 0 C, một pin gồm: - Một bán phản ứng là một điện cực chuẩn Zn 2+ /Zn (nghĩa là một thanh kẽm nhúng vào một dung dịch Zn 2+ 1M) - Bán phản ứng kia là một điện cực hiđro không chuẩn (gồm một dây platin nhúng vào một dung dịch ion H + chưa biết nồng độ với luồng khí hiđro lội qua dung dịch ở áp suất 1atm) (chỉ khác điện cực hiđro chuẩn ở chổ nồng độ ion [H + ] không phải là 1M) Thế hiệu của pin đo được là 0,522V. a) Tính tỉ số phản ứng Q. b) Tính pH của dung dịch ở điện cực hiđro. 4 4.34. Tính thế điện cực Cl 2 /2Cl - khi áp suất riêng phần của Cl 2 là 10 atm và [Cl - ] = 1,00 .10 -8 M. 4.35. Cho thế khử khuẩn của các phản ứng có sự tham gia của ion Mn 3+ trong môi trường axit như sau : MnO 2 → V0,1 Mn 3+  → + V5,1 Mn 2+ Xác định hằng số cân bằng của phản ứng sau đây ở 25 0 C (Coi tất cả các chất có nồng độ bằng đơn vị) 2Mn +3 )(aq + 2H 2 O → Mn +2 )(aq + MnO 2(r) + 4H + )(aq 4.36. Sau đây là thế oxi hóa của bán phản ứng : Cr (r) → Cr +3 )(aq + 3e E 0 = 0,7 V Mo (r) →Mo +3 )(aq + 3e E 0 = 0,2 V Cr +2 )(aq → Cr +3 )(aq + e E 0 = 0,41 V 2Hg (l) → Hg +2 )(2 aq +2e E 0 = - 0,79 V a) Điều gì xảy ra nếu cho dd HCl 10 -3 M vào crom kim loại hay molipđen kim loại ? b) Làm thế nào để điều chế crom(II) clorua từ crom kim loại ? c) Làm thế nào để điều chế dung dịch chứa ion Cr 2+ từ dung dịch ion Cr 3+ . d) Điều gì xảy ra khi cho dung dịch nitrat thủy ngân (I) vào dung dịch peclorat crom (II). Màu của dung dịch thay đổi ra sao ? e) Crom có thể đẩy được kẽm và coban ra khỏi muối của chúng không ? 4.37. Sơ đồ dưới đây cho thế khử khuẩn đối với một số phản ứng có sắt tham gia : FeO −2 )(4 aq  → + V9,1 Fe +3 )(aq  → + V8,0 Fe +2 )(aq  → − V4,0 Fe (r) môi trường axit FeO −2 )(4 aq  → + V9,0 Fe(OH) 3(r)  → + V6,0 Fe(OH) 2(r)  → − V9,0 Fe (r) môi trường bazơ a) Trong môi trường axit hay bazơ sắt(II) dễ bị oxi hóa thành sắt(III)? b) Tính hằng số cân bằng của phản ứng sau đây trong môi trường axit ở nhiệt độ phòng : Fe + 2 Fe +3 )(aq → 3Fe +2 )(aq c) Muốn điều chế hợp chất sắt (VI) cần chọn môi trường axit hay bazơ ? d) Dung dịch chứa ion Fe 2+ có bị oxi hóa bởi oxi của không khí ở nhiệt độ phòng hay không ? (nếu nồng độ của Fe 2+ và H + bằng đơn vị). Kết quả đó có ý nghĩa gì ? 4.38. a) Viết phương trình phản ứng giữa MnO − )(4 aq với SO −2 )(3 aq trong ba môi trường axit, trung tính, bazơ biết rằng trong môi trường axit MnO − )(4 aq bị khử tới Mn +2 )(aq , trong môi trường trung tính tới MnO 2(r) , môi trường bazơ tới MnO −2 )(4 aq . b) Tính E MnO − 4 /Mn +2 ở ba môi trường axit, trung tính, bazơ ; từ đó rút ra kết luận về khả năng oxi hóa của MnO − )(4 aq ở mỗi môi trường. c) Tính hằng số cân bằng của phản ứng oxi hóa – khử của MnO − )(4 aq trong nước. Cho biết sơ đồ thế khử chuẩn sau : 5 MnO − 4  → V56,0 MnO −2 4  → V26,2 MnO 2 → V2,1 Mn 2+  → V18,1 Mn SO −2 4  → − V93,0 SO −2 3 4.39. Cho dãy thế khử chuẩn sau : FeO −2 4  → + V9,1 Fe 3+  → + V77,0 Fe 2+  → − V44,0 Fe (môi trường axit) FeO −2 4  → + V9,0 Fe(OH) 3  → − V6,0 Fe(OH) 2  → − V9,0 Fe (môi trường kiềm) a) Xét trạng thái oxi hóa bền và không bền (tự oxi hóa – khử) của sắt trong hai môi trường trên. b) Trong môi trường nào Fe(II) dễ bị oxi hóa thành Fe(III) ? c) Trong môi trường nào Fe(III) dễ bị oxi hóa thành Fe(VI) ? d) Khi cho sắt kim loại vào H 2 SO 4 1M thì có khả năng tạo thành những chất nào ? Chất nào có nhiều khả năng hơn ? 4.40. Khi hòa tan clo vào nước, xảy ra các quá trình sau : Cl 2(khí) → Cl 2(aq) K 1 = 0,062 Cl 2(aq) + H 2 O → H + + Cl - + HOCl K 2 = ? Tính hằng số cân bằng K 2 của phản ứng và pH của dung dịch nước clo. Cho biết : 2 1 Cl 2 + 2e → Cl - E 0 = 1,36V HOCl + H + + e → 2 1 Cl 2 + H 2 O E 0 = 1,63V 6 1,54 V . 25 0 C của phản ứng sau với các thế điện tiêu chuẩn: 3Sn +4 )(aq + 2Cr (r) → 3Sn +2 )(aq + 2Cr +3 )(aq b)Tính hằng số cân bằng K của phản ứng trên ở 25 0 C: dựa vào ΔG 0 của phản ứng và dựa vào. cực để tìm thế khử chuẩn của các cặp oxi hóa – khử trên.) 4.25. Tổ hợp các bán phản ứng sau thành những phản ứng oxi hóa – khử tự diễn biến. Tính E 0 đối với mỗi phản ứng và sắp xếp các chất oxi. pH của dung dịch. 4.32. Tính ΔG 0 và hằng số cân bằng K của phản ứng sau ở 25 0 C Pb (r) + 2Ag + )(aq → Pb +2 )(aq + 2Ag (r) . (Tính hằng số cân bằng theo E 0 và theo ΔG 0 của phản ứng) 4.33.