КАЛИНИНГРАДСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Часть 1

Контрольные работы и методические указания к их выполнению для студентов-заочников

нехимических специальностей

Калининград 1997

Общая и неорганическая химия: Часть 1: Контрольные работы и методиче-

ские указания к их выполнению для студентов-заочников нехимических специ-альностей / Калинингр. ун-т. - Сост. Н.В.Чибисова; - Калининград, 1997. - 29 с.

Составитель доцент, кандидат биологических наук Н.В. Чибисова. Печатаются по решению редакционно-издательского Совета Калининград-

ского государственного университета

© Калининградский государственный университет, 1997

Общая и неорганическая химия

Часть 1

Контрольные работы и методические указания к их выполнению для студентов-заочников нехимических специальностей

Составитель Наталья Викторовна Чибисова

Лицензия №020345 от 14.01.1997 г.

Редактор А.М.Соколова. Подписано в печать 14.10.1997 г. Формат 60х90 1/16.

Бум. для множит. аппаратов. Ризограф. Усл. печ. л. 1,4. Уч.-изд. л. 1,5. Тираж 150 экз. Заказ .

Калининградский государственный университет,

236041, Калининград обл., ул. А.Невского, 14.

3

ВВЕДЕНИЕ Химия относится к числу фундаментальных наук, изучение которых

обязательно для специалистов естественнонаучного профиля. Изучение химии позволяет получить современное научное представление о материи и формах ее движения, о механизме превращения химических соединений, свойствах веществ и применении химических процессов в современной технике. Необходимо усвоить законы и теории химии, овладеть техникой химических расчетов, выработать навыки самостоятельного выполнения экспериментов и обобщения наблюдаемых фактов. Общая и неорганиче-ская химия является основной дисциплиной, необходимой для успешного изучения всех последующих химических и специальных дисциплин.

Работа студента над курсом общей и неорганической химии слагается из следующих элементов: самостоятельное изучение материала по учебни-кам и учебным пособиям; выполнение контрольных заданий, лабораторно-го практикума, посещение лекций; сдача зачета и экзамена.

Контрольная работа является формой методической помощи студентам при изучении курса. Решения задач и ответы на теоретические вопросы должны быть коротко и четко обоснованы. При решении задач нужно при-водить весь ход решения и математические преобразования, избирая про-стейший путь решения. Контрольная работа должна быть аккуратно оформлена. Для замечаний рецензента надо оставлять достаточно широкие поля, писать четко и ясно. Номера и условия задач следует переписывать в том порядке, в каком они указаны в задании. В конце работы следует при-вести список использованной литературы с указанием года издания. Работа должна быть датирована и подписана студентом. Каждый студент выпол-няет вариант контрольных заданий, обозначенный двумя последними циф-рами номера зачетной книжки. Таблица вариантов контрольных заданий приведена в конце пособия. Контрольная работа, выполненная студентом не по своему варианту, преподавателем не рецензируется и не зачитывает-ся. Если контрольная работа не зачтена, ее нужно выполнить повторно с учетом указаний рецензента и выслать на рецензирование вместе с неза-чтенной работой. Исправления следует выполнять в конце тетради, а не в рецензируемом тексте.

Teма 1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

Пример 1. Какой объем при температуре 20о С и давлении 250 кПа

имеет аммиак массой 51 г ? Решение: Вычислить объем газа можно, используя уравнение Менде-

леева- Клайперона: pV = mRT/ M, где m - масса газа; M - молярная масса

4

газа; R - универсальная газовая постоянная, значение которой определяется принятыми единицами измерения. Если давление измерять в Па, а объем в м3, то R= 8,314 × 103 Dж / кмоль К.

Находим объем газа по уравнению Менделеева-Клайперона, предвари-тельно определив молярную массу аммиака M(NH3) = 17 г/ моль, V = 51 × 8,314 × 293 / 250 × 17 = 29,2 л.

Пример 2. Газообразное вещество занимает объем 2,56 л при темпера-туре 37o C и давлении 2,0 × 105 Па. Какой объем займет газ при нормаль-ных условиях?

Решение: Для приведения объема газа к нормальным условиям поль-зуются общей формулой, объединяющей законы Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:

PV/ T = P0V0/ T0; V0 = PVT0 / P0T = = 2,0 × 10 5 Па × 2,56 л × 273К / 1,03 × 105 Па × 310 К = 4,45л,

где T0 = 273 K; T = 373 + 37 = 310 K; P0 = 1,013 × 105 Па. Пример 3. В состав вещества входят 30, 7 % калия, 25,2 % серы и 44%

кислорода. Вывести простейшую формулу этого соединения. Решение: Простейшая формула показывает только соотношение между

числом атомов различных элементов в молекуле вещества. Для вывода простейшей формулы сложного вещества достаточно знать его количест-венный состав и атомные массы элементов, его образующих.Формулу ис-комого вещества можно представить как Kx SyOz. Находим соотношение между числом атомов калия, серы и кислорода в молекуле делением со-держания (%) каждого элемента в молекуле на его атомную массу.

Согласно условию задачи M(K) = 39 г/моль; M(S) = 32 г/моль; M(О) = 16 г/моль. Находим отношения числа атомов:

K: S: O = 30,7 / 39: 25,2 / 32: 44 / 16 = 0,785: 0,786: 2,750 = 1: 1: 3,5. K: S: O = 2: 2: 7. Искомая формула соединения K2S2O7. Пример 4. Элемент образует гидрид, где его массовая доля 75%. Опре-

делите эквивалентную массу элемента. Решение: Эквивалентом элемента называется такое его количество, ко-

торое соединяется с одним молем атомов водорода или замещает его в хи-мических реакциях. Массу одного моля эквивалента элемента называют молярной массой эквивалента. Эта задача решается на основе закона экви-валентов, согласно которому химические элементы ( сложные вещества) соединяются между собой или замещают друг друга в количествах, про-порциональных их молярным массам эквивалентов.

Вычислим массовую долю водорода в гидриде: ω(Э) = 100% - 75% = 25%.

5

Согласно закону эквивалентов m (Э) / m (H) = M Э(Э) / M Э (H). При об-разовании 100 г гидрида 25 г водорода соединяются с 75 г элемента. Исхо-дя из этого:

MЭ(Э) = 1 г/моль × 75г / 25 г = 3 г/моль. Пример 5. При сгорании 15 г металла образуется 28,32 г оксида метал-

ла. Вычислите эквивалентную массу металла. Решение: Эквивалентная масса кислорода MЭ (О) = 8 г/моль. Масса ки-

слорода в оксиде m (O) = 28,32 - 15,00 = 13,32 г. Тогда согласно закону эк-вивалентов:

MЭ(Ме) = МЭ(О) × m(Me) / m (O) = 8 г/моль × 15г / 13,32 г = 9 г/моль. Пример 6. Рассчитайте молярную массу эквивалента металла, если

1,168 г его вытеснили из кислоты 438 мл водорода, измеренного при 17оС и давлении 98642 Па.

Решение: Приведем объем вытесненного водорода к нормальным усло-виям, воспользовавшись объединенным газовым уравнением:

V0 = P × V × Т0 / P0 × Т = 98642 × 438 × 273 / 1,013 × 105 × 298 = = 401,5 мл.

Эквивалентный объем водорода VЭ (H2) = 11,2 л/моль при нормальных условиях, поэтому

m(Me) / V (H2) = MЭ (Ме) / VЭ (H2); MЭ (Me)= 1,168г × 11,2 г/моль / 0,4015л = 32,58 г/моль.

Пример 7. На нейтрализацию 0,471 г фосфористой кислоты израсходо-вано 0,644 KOH. Вычислите молярную массу эквивалента кислоты.

Решение: Эквивалентная масса КОН равна ее молярной массе, так как основание содержит одну гидроксогруппу и составит MЭ (КОН) = 56 г/моль. Тогда согласно закону эквивалентов:

m (кислоты) / m (КОН) = MЭ (кислоты) / MЭ (КОН); MЭ (кислоты) = 56 г/моль × 0,471 г / 0, 644 г = 40, 96 г/моль. 1. Вещество состоит из Na, C и О. Массовые доли элементов соответст-

венно равны: 43,4%, 11,3 %, 45,3 %. Какова его формула? 2. Вещество содержит 27 % кремния и 73 % фтора. Плотность по водо-

роду равна 52. Вывести формулу вещества. 3. Определить формулу вещества, если известен его состав: медь - 40%,

сера - 20 %, кислород - 40 %. 4. Вывести формулу вещества, если массовые доли составляющих его

элементов соответственно равны: натрия - 0,3243, серы - 0,2255, кислорода - 0,4502.

6

5. Два оксида свинца соответственно содержат: а) 92,8 % свинца и 7,2 % кислорода; б) 86,6 свинца и 13, 4 % кислорода. Определить формулы ок-сидов.

6. Вещество содержит 30% мышьяка и 70 % хлора. Вывести его форму-лу.

7. Вещество содержит 20 % кальция, 48 % молибдена и 33 % кислоро-да. Какова его формула?

8. Соединение содержит 21, 83 % магния, 27, 85 % фосфора и 50,32 % кислорода. Вывести простейшую формулу соединения.

9. Вывести истинную формулу соединения, молекулярная масса кото-рого равна 84, а содержание элементов следующее: магния - 28,5 %, угле-рода - 14,3 % и кислорода - 57, 2 %.

10. Драгоценный камень изумруд содержит 5 % бериллия, 10 % алю-миния, 31 % кремния и 54 % кислорода. Зеленая окраска его вызвана ни-чтожной примесью соединений хрома. Вывести простейшую формулу изумруда.

11. Минерал бирюза содержит 24,8 % алюминия, 2,3 % водорода, 14,2 % фосфора, 57,8 % кислорода и ничтожные примеси меди, обусловли-вающие окраску минерала. Вывести простейшую формулу вещества этого минерала.

12. Вывести истинную формулу соединения, молекулярная масса кото-рого равна 136, а содержание элементов следующее: кальция - 29,4 %, во-дорода - 0,74 %, фосфора - 22,8 % и кислорода - 47, 06 %.

13. Вывести простейшую формулу соединения, содержащего 44,87 % калия,18,40 % серы и 36, 73 % кислорода.

14. Соединение содержит 21,83 % магния, 27,85 % фосфора и 50,32 % кислорода. Вывести простейшую формулу соединения.

15. Вывести истинную формулу соединения, молекулярная масса кото-рого равна 85, а содержание элементов следующее: 27,08 % натрия, 16,47 % азота и 36, 45 % кислорода.

16. Сколько граммов кальция вступило в реакцию с водой, если объем выделившегося газа при 250С и 745 мм рт ст равен 480 мл? Ответ: 0,8 г.

17. Сколько литров водорода при 120 С и 770 мм рт ст выделится при взаимодействии 1 кг цинка с соляной кислотой? Ответ: 344,45 л.

18. Сколько литров кислорода при нормальных условиях требуется для сжигания серы массой 6,4 г и алюминия массой 5,4 ? Ответ: 7,84 л.

19. Сколько весит 1 л хлора при нормальных условиях, какова его плотность по воздуху? Какой объем занимают 142 г хлора при нормальных условиях? Ответ: 3,16г; 2,44; 44,8 л.

7

20. При нормальных условиях 500 мл газа имеют массу 1,8 г. Опреде-лить плотность газа по воздуху и его молекулярную массу. Ответ: 80,4 г/ моль; 0,35 г.

21. Аммиак при давлении 454,2 мм рт ст и температуре 180 С занимает объем 832 мл. Определить число молей и массу аммиака. Ответ: 0,02 моль; 0,35 г.

22. 0,111 г некоторого газа заняли 25 мл при 170 С и 780 мм рт ст. Вы-числить молекулярную массу газа. Ответ: 103 г/моль.

23. Вычислить массу 450 мл диоксида серы при 800 С и 740 мм рт ст. Ответ: 0, 968 г.

24. Какой объем водорода при нормальных условиях выделится при действии избытка соляной кислоты на 130 г цинка? Ответ: 44, 8 л.

25. Сколько литров кислорода при 210 С и 784 мм рт ст выделится при разложении 490 г бертолетовой соли? Ответ:140,3 л.

26. В закрытом баллоне находится 160 г кислорода под давлением 1 атм и при 120 С. Вычислить массу углекислого газа в объеме баллона, ес-ли газ находится под давлением 2 атм и при 370 С. Ответ: 404, 5 г.

27. Вычислить массу: а) 1 л водорода при 100 С и 720 мм рт ст; б) 8 л кислорода при 130 С и 780 мм рт ст; в) 224 л углекислого газа при 270 С и 1,5 атм. Ответ: а) 0,08 г; б) 11,2 г; в) 600,6 г.

28. Какой объем (в мл) займут при нормальных условиях: а) 0,85 г ам-миака; б) 1,4 г этилена; в) 128 мг иодоводорода; г) 17 мг фосфина? Ответ: а) 1,12 л; б) 1,12 л; в) 0,0224 л; г) 0,0112 л.

29. При разложении нитрита аммония получено 7 л азота при темпера-туре 270 С и давлении 760 мм рт ст. Сколько соли было подвергнуто раз-ложению? Ответ: 21 г.

30. Неизвестное вещество массой 0,582 г находится в парообразном со-стоянии при температуре 350 С и давлении 0,99 х 105 Па и занимает объем 205 мл. Определить его молярную массу. Ответ: 73,4 г/моль.

31. При взаимодействии 3,24 г трехвалентного металла с кислотой вы-деляется 4,03 л водорода, измеренного при нормальных условиях. Вычис-лить молярную массу эквивалента металла и его атомную массу. Ответ: 9 г/моль; 27 г/моль.

32. Рассчитать молярную массу эквивалента металла, если при соеди-нении 7,2 г металла с хлором было получено 28,2 г соли. Молярная масса эквивалента хлора равна 35,45 г/моль. Ответ: 12, 15 г/моль.

33. При нагревании 20,06 г металла было получено 21,66 оксида. Най-дите молярную массу эквивалента металла. Ответ: 100,3 г/моль.

8

34. Вычислите молярную массу эквивалента цинка, если 1,168 г его вы-теснили из кислоты 438 мл водорода, измеренного при 170 С и давлении 98642 Па. Ответ:32,62 г/моль.

35. На нейтрализацию 0,471 г фосфористой кислоты израсходовано 0,644 г гидроксида калия. Вычислить молярную массу эквивалента кисло-ты. Ответ: 40,95 г/моль.

36. Определите молярную массу эквивалента двухвалентного металла, если 14,2г оксида этого металла образуют 30,2г сульфата металла. Ответ: 27,5г/моль.

37. Определите молярную массу эквивалента двухвалентного металла, если из 48,15 г его оксида можно получить 88,65 г его нитрата. Ответ: 56,2 г/моль.

38. Рассчитайте молярную массу эквивалента кислоты, если на нейтра-лизацию 0,009 кг ее израсходовано 0,008 кг гидроксида натрия. Ответ: 45 г/моль.

39. При пропускании сероводорода через раствор, содержащий 2,98 г хлорида некоторого одновалентного металла, образуется 2,2 г его сульфи-да. Вычислить молярную массу эквивалента металла. Ответ: 39 г/моль.

40. Металл массой 2 г соединяется с 17,78 г брома и 3,56 г серы. Мо-лярная масса эквивалента серы равна 16 г/моль. Определить молярные массы эквивалентов металла и брома. Ответ: 9 г/моль; 80 г/моль.

41. Металл массой 0,150 г вытесняет из раствора никелевой соли ни-кель массой 0,367 г, а из раствора кислоты водород объемом 140 мл при нормальных условиях. Определить молярную массу эквивалента никеля. Ответ: 29, 4 г /моль.

42. В оксиде металла массовая доля кислорода равна 28,57 %. В его же соединении со фтором - массовая доля фтора равна 48,72 %. Определите молярную массу эквивалента фтора. Ответ: 19 г/ моль.

43. При восстановлении водородом оксида металла массой 2,68 г обра-зовалась вода массой 0,648 г. Вычислите молярную массу эквивалента ме-талла. Ответ: 29,2 г /моль.

44. Элемент образует гидрид, где его массовая доля равна 75 %. Опре-делите молярную массу эквивалента металла. Ответ: 3 г / моль.

45. Алюминий массой 0,752 г при взаимодействии с кислотой вытеснил водород объемом 0,936 л при нормальных условиях. Определите эквива-лентный объем водорода. Молярная масса эквивалента алюминия равна 8,99 г/ моль. Ответ: 11,19 л.

Тема 2. ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ

9

Пример 1. Определите количество теплоты, выделившееся при гаше-

нии 100 кг извести водой при 250 С, если известны стандартные теплоты образования веществ, участвующих в химической реакции: ΔН0

298, Cа O (тв) = - 635,1 кДж/ моль; ΔН0

298,Н2О(ж)= -285,84 кДж/моль; ΔН0298, Ca(OH)2(тв) = -

986,2 кДж/моль. Решение: Реакция гашения извести: СаО(тв) + Н2O(Ж) = Са(ОН)2(тв). Согласно первому следствию из закона Гесса тепловой эффект химиче-

ской реакции равен сумме теплот образования продуктов реакции минус сумма теплот образования исходных веществ с учетом стехиометрических коеффициентов в уравнении реакции. Для данной реакции:

ΔH0298,реакции = ΔН0

298,Cа(ОН)2 - ΔН0298,CаО(тв) - ΔН0

298, H2O(ж); ΔН0

298,реакции= - 986,2 - (- 635,1) - (- 285,84) = - 65,26 кДж. Таким образом, при гашении водой 1 моль извести выделяется 65,26

кДж, при гашении 1 кмоль извести - 65260 кДж. М(СаО) = 56 г/моль =56кг/кмоль, m (CаО) = 100 кг, n (CаО) = m (CaO) / M(CaO). При гашении 100 кг извести выделяется 100/56 × 65260 = 116536 кДж.

Пример 2. С помощью термохимического уравнения: Н2S (г) + 3/2 О2 = SO2(г) + Н2О(ж) + 562,8 кДж

определите объем сгоревшего сероводорода, если известно, что в результа-те реакции выделилось 281,4 кДж теплоты.

Решение: Проведем расчет по уравнению реакции и определим объем сероводорода:

хл 281, 4 кДж Н2S(г) + 3/2 O2 = SO2 (г) + H2O(ж) + 562, 8 кДж; 22,4 л 22,4 / х = 562,8 / 281,4, х = 11,2 л (Н2S). Пример 3. Вычислить стандартное изменение энергии Гиббса для хи-

мической реакции NH3(г) + НCl (г)= NH4Cl(тв) по значениям стандартных те-плот образования и энтропий веществ, участвующих в реакции.

Вещество NH3 HCl NH4Cl ΔH0

298, кДж/моль - 46,19 - 92,3 - 315,39 S0

298, Дж/мольК 192,5 186,7 94,56 Решение: Изменение энергии Гиббса в химической реакции при темпе-

ратуре Т можно вычислить по уравнению ΔG = ΔH - TΔS. Тепловой эффект химической реакции ΔН0

298 определяем по первому следствию из закона Гесса: ΔН0

298 = ΔН0298,NH4Сl(тв)-ΔН0

298, NH3 (г) - ΔH0298, HСl(г)= - 315,39 -

- (-46,19 + - 92,3) = - 176, 9 кДж.

10

Изменение энтропии в химической реакции: ΔS0

298 = S0298,NH4Cl(тв)-S0

298, NH3(г) - S0298, HCl(г)= 94,56 -192,5 -186,7 =

-284,64 Дж/моль К Изменение энергии Гиббса в химической реакции в стандартных усло-

виях: ΔG0

298 = ΔH0298 - T; ΔS0

298 T=298 K; ΔG0

298 = -176,9 - 298 × 284,64 × 10-3 = - 92,08 кДж; ΔG0

298 = - 92,08 кДж; ΔG0298 меньше нуля, cледовательно в стандартных

условиях данная реакция возможна. 46. При взаимодействии 1 моль металлического калия с водой выделя-

ется 188,4 кДж теплоты. Определите, какая масса калия прореагировала, если выделилось 28,65 кДж теплоты. Ответ: 5,85 г.

47. Вычислите стандартную энтальпию образования уксусной кислоты, используя следующие данные:

1) СН3СООН (ж) + 2 О2 = 2 СО2 (г) + 2 Н2О (ж); ΔН = - 871,54 кДж; 2) С (графит) + О2 = СО2 (г); ΔН = - 393,5 кДж; 3) Н2 + 1/2 О2 = Н2О (ж); ΔН = - 285,8 кДж. Ответ: - 487,06 кДж 48. Энтальпия растворения сульфата меди равна -66,5 кДж, а энтальпия

гидратации: CuSO4 (кр) + 5 Н2О (ж) = CuSO4 х 5 Н2О (кр), ΔН0298= -78,22

кДж. Вычислите энтальпию растворения кристаллогидрата. Ответ: 11,72 кДж/моль.

49. Различные виды топлива характеризуются удельной теплотой сго-рания - величиной, равной отношению теплоты сгорания к массе сгорев-шего топлива. Вычислите удельную теплоту сгорания молока, считая, что в молоке массовая доля белка 3,2 %, жира 2,5 % и углеводов 5,6 %. (Счи-тать, что при метаболизме белков в среднем выделяется 17 кДж/г, при ме-таболизме жиров 38 кДж/г и удельная теплота сгорания углеводов в сред-нем 17 кДж/г). Ответ: 2446 кДж/кг.

50. Какая масса ядер грецких орехов может компенсировать половину суточной потребности человека в энергии, равной 6276 кДж, если извест-но, что в орехах массовая доля жира 64,4 %, белка 15,6 % и углеводов 12 %? (Удельные теплоты сгорания жира, белка и углеводов соответственно равны: -38 кДж/г, 17 кДж/г и 17 кДж/г). Ответ: 0,215 кг.

51. Чем можно объяснить, что при стандартных условиях невозможна реакция, протекающая по уравнению:

Н2 (г) + СО2 (г) = СО (г) + Н2О (ж); ΔН = - 2,85 кДж. Вывод сделайте на основании качественного изменения энтропии. Зная

тепловой эффект реакции и абсолютные стандартные энтропии соответст-

11

вующих веществ (табл. 1) определите ΔG0298 этой реакции. Ответ:

19,91 кДж. 52. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стан-

дартных энтропий соответствующих веществ вычислите ΔG0298 реакции:

СО2 (г) + 4 Н2 (г) = СН4 (г) + 2 Н2O (ж). Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? Ответ:

-130,89 кДж. 53. При какой температуре наступит равновесие системы: 4 НСl (г) + О2(г) = 2 Н2О (г) + 2 Сl2(г); ΔН = - 114,2 кДж? Что в этой системе является более сильным окислителем - хлор или ки-

слород и при каких температурах? Ответ: 891 K. 54. Определить ΔS0

298 системы, пользуясь данными табл.1. Н2(г) + S (к) = Н2S (г). Ответ: 43,16 Дж/ моль К. 55. Рассчитайте ΔS0

298 реакции разложения бертолетовой соли, если S0

298 KClO3= 142,97 Дж/мольК, а S0298 KCl = 82,68 Дж/мольК. Ответ: 494,50

Дж/мольК. 56. Вычислите ΔН0

298, ΔS0298, ΔG0

298 для процесса: MgCO3(кр) = MgO (кр) + СО2(г). Ответ: 101,46 кДж/моль; 174, 9 Дж/мольК; 43,33 кДж/моль. Процесс

невозможен при стандартных условиях. 57. Кристаллический хлорид аммония образуется при взаимодействии

газообразных аммиака и хлороводорода. Приведите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив ее тепловой эффект. Сколько теплоты выделится, если в реакции было израсходовано 10 л аммиака в пересчете на нормальные условия? Ответ: 78,97 кДж.

58. Восстановление Fe2O3 водородом протекает по уравнению: Fe2O3 (к) + 3 Н2 (г) = Fe (к) + 3 Н2О (г); ΔН0

298=96,61 кДж. Возможна ли эта реакция при стандартных условиях, если изменение

энтропии ΔS0298= 0, 1387 кДж/моль? При какой температуре начинается

восстановление оксида железа? Ответ: 696 K. 59. При взаимодействии газообразных метана и сероводорода образу-

ются газообразные сероуглерод и водород. Напишите термохимическое уравнение реакции, вычислив ее тепловой эффект. Ответ: 230,43 кДж.

60. Определите ΔG0298 реакции, протекающей по уравнению:

4 NH3(г) + 5 О2 (г) = 4 NO (г) + 6 Н2О (г). Вычисления сделайте на основании стандартных теплот образования и

абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ. Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? Ответ: -957,77 кДж.

Таблица 1

12

Стандартные теплоты (энтальпии) образования Δ Н0298

и стандартные абсолютные энтропии S 0298 некоторых веществ

Вещество Состояние ΔН0298, кДж/моль S0

298, Дж/мольК Н2 газ 0 130,59 СО2 газ -393,51 213,65 CO газ -110,52 197,91 H2O газ -241,83 188,72 H2O жидкость -285,84 69,94 CH4 газ -74,85 186,19 HCl газ -92,31 186,68 O2 газ 0 205,03 C12 газ 0 222,95 S ромбическая 0 31,90 H2S газ -20,15 205,64 MgCO3 крист. -1096,21 65,69 MgO крист. -601,24 26,94 NH3 газ -46,19 192,50 NH4Cl крист. -315,39 94,56 Fe2O3 крист. -821,32 89,96 Fe крист. 0 27,15 CS2 газ 115,28 237,80 NO газ 90,37 210,62

Тема 3. СТРОЕНИЕ АТОМА. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д.И.МЕНДЕЛЕЕВА

61. Объясните принципы и правила, определяющие последовательность

заполнения атомных орбиталей электронами. Напишите электронную формулу элемента с порядковым номером 23.

62. Что характеризуют квантовые числа? Каково соотношение между ними? Комбинация каких атомных орбиталей и в каком количестве воз-можна для главного квантового числа равного 4 ?

63. Что понимают под возбужденным состоянием атома? Напишите электронные формулы атома фосфора, находящегося в нормальном и воз-бужденном состояниях. Представьте графические электронные формулы для этих двух состояний.

64. Как зависит энергия электрона от орбитального квантового числа в многоэлектронном атоме при постоянном значении главного квантового числа? Какой из подуровней 3d или 4s будет заполняться электронами раньше?

13

65. Определите последовательность заполнения электронных подуров-ней, если l+n=5. Что понимают под атомной орбиталью?

66. Напишите электронные формулы атомов элементов с зарядом ядра 10; 15; 35. Какой смысл вкладывают в понятие s-, p-, d- электронных обла-ков. Как изобразить их графически?

67. Приведите графическую электронную формулу атома железа. Как располагаются d-электроны в атоме железа? Объясните порядок заполне-ния d- орбиталей.

68. Какую информацию дает электронная формула элемента? Запишите электронную формулу и представьте графическую формулу валентных ор-биталей атома хрома. Определите основные химические свойства хрома.

69. Какие элементы называются электронными аналогами? Перечисли-те электронные аналоги в шестой группе периодической системы элемен-тов. Какой общей электронной формулой можно описать конфигурацию внешнего электронного слоя халькогенов?

70. Объясните, исходя из электронного строения атомов, каков физиче-ский смысл номера периода и номера группы. Напишите электронные формулы атомов следующих элементов: а) калия, б) ванадия, в) мышьяка.

71. Что понимают под атомным радиусом? Как изменяются атомные радиусы элементов в периодах и группах? Можно ли определять атомные радиусы элементов в периодах и группах? Можно ли определять атомные радиусы хлора, азота, серы по межъядерным расстояниям в молекулах Cl2, HСl, N2, N2H4, S8 ?

72.Что такое эффект экранирования и эффективный заряд ядра? У ка-кого элемента заряд и эффективный заряд ядра равны?

73. Дайте определение энергии ионизации атома. В каких единицах она измеряется? Как можно объяснить тот факт, что энергия ионизации у бе-риллия больше, чем у бора?

74. Как изменяется энергия ионизации в периоде и группе? Энергия ионизации Е(Cs) = 375, E(Au) = 888 кДж/моль; их атомы содержат по од-ному электрону на внешнем энергетическом уровне. Чем объясняется зна-чительное различие в энергиях ионизации?

75. Что характеризует относительная электроотрицательность элемен-та? Исходя из величин электроотрицательности, укажите, как в приведен-ном ряду F, Cl, Br, I изменяется способность атомов принимать электроны.

Тема 4. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ

14

76. Какую химическую связь называют ионной? Как она образуется и какими свойствами обладает? На основе разности относительных электро-отрицательностей атомов элементов укажите, как изменяется степень ион-ности в соединениях HF, HCl, HBr, HI.

77. Какой тип связи осуществляется в кристаллах металлов? Каковы особенности этого типа связи?

78. В каком из приведенных соединений: LiF, BeF2, BF3, CF4 - связь Э-F будет больше всего приближаться к ковалентной?

79. Какую ковалентную связь называют δ -, π -, σ-связью? Как метод ВС объясняет строение молекулы азота?

80. Молекула СО2 имеет нулевое значение дипольного момента. Пред-ложите структурно-графическую формулу углекислого газа. Чем объяс-нить, что у структуры СОCl2 величина дипольного момента отлична от ну-ля?

81. Сравните способы образования ковалентных связей в молекуле NH3 и в ионе NH+

4. 82. Молекула BF3 имеет плоскостную структуру, а NF3 - объемную (пи-

рамидальную). В чем причина различия в строении молекул? 83. Почему молекула CF4 имеет тетраэдрическую,COF2 - треугольную,a

CO2 - линейную формы? Каково гибридное состояние валентных орбита-лей атома углерода в данных молекулах?

84. Перечислите основные положения метода молекулярных орбиталей (МО). Напишите электронную формулу молекулы азота и определите в ней порядок связи.

85. Что такое связующие и разрыхляющие молекулярные орбитали? Каковы энергии электронов на них по сравнению с энергиями на исходных атомных орбиталях? Какая из частиц He или He+

2 более устойчива? Объяс-ните причину устойчивости с точки зрения метода молекулярных орбита-лей.

86. Что такое диамагнетизм и парамагнетизм? Какие молекулы облада-ют диамагнитными свойствами, а какие парамагнитными? Объясните па-рамагнитные свойства молекулы кислорода с позиций метода МО. Воз-можно ли это сделать с помощью метода ВС?

87. Какая из частиц в ряду Ве+2 - Ве2 - Ве-

2 наиболее устойчива? Каков порядок связи в этих частицах?

88. Почему отрыв одного электрона от молекулы СО приводит к ослаб-лению связи, а от молекулы NO - к ее усилению?

89. Составьте энергетические диаграммы молекулярных орбиталей мо-лекул азота и оксида углерода (II). Что общего у этих молекул?

15

90. Составьте энергетическую диаграмму молекулы HF. Почему воз-можно образование молекулярной орбитали за счет атомных орбиталей с разным значением главного квантового числа?

Тема 5. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ

Пример 1. Реакция протекает по уравнению 4А + В = 2С + 2Р. Во

сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции, ? В какую сторону сместится равновесие системы?

Решение: Первоначальные скорости прямой и обратной реакций были следующие:

υпрям.= k1 × С4А × СВ; υобр.= k2 × C2

C × С2Р.

После увеличения концентраций скорость прямой реакции была υпрям.= k1× (2СА)4 × (2СВ); υобр. = k2 × (2СС)2 × (2СР), после преобразования получим υпрям. = 25 × k1 × С4

А × СВ = 32 × k1 C4А × СВ, т.е. возросла в 32 раза

υобр. = 24 × k2 × С2С × С2

Р = 16 × k2 × С2С × С2 Р, т.е. возросла в 16 раз

Следовательно, равновесие сместится в сторону прямой реакции. Пример 2. Вычислите, во сколько раз возрастет скорость реакции при

увеличении температуры на 400 С, если температурный коэффициент ре-акции равен 3?

Решение: Согласно математическому выражению правила Вант-Гоффа υТ2/υТ1 = γТ2-Т1/10. В нашем примере Т2 - Т1 = 400 С, подставив данные задачи в уравнение, получим υТ2/ υТ1 = 3 40/10 = 34 = 81, т.е. скорость реакции воз-росла в 81 раз.

Пример 3. При 353 К реакция заканчивается за 20 сек. Сколько време-ни длится реакция при 293 К, если температурный коэффициент реакции равен 2,5?

Решение: Между скоростью протекания химических реакций и их про-должительностью существует обратно пропорциональная зависимость υТ2/ υТ1 = τ1/ τ2, где τ1 и τ2 - время протекания реакции при температурах Т1 и Т2. Таким образом, в данном случае правило Вант-Гоффа можно записать следующим выражением:

τ1/ τ2 = γТ2 -Т1/10; τ1 = τ2 × γТ2-Т1/ 10 = 20 × 2,5 353-293/ 10 =20 × 2,56 = 4879 сек = 1 час 21 мин 19 сек.

Пример 4. При синтезе аммиака равновесие установилось при сле-дующих концентрациях реагирующих веществ: С (N2) = 2,5 моль/л; С(Н2) = 1,8 моль/л; С(NH3) = 3,6 моль/л. Рассчитайте константу равновесия этой реакции и исходные концентрации азота и водорода.

Решение: Исходя из уравнения реакции получения аммиака

16

N2 + 3 H2 = 2 NH3 определяем константу равновесия этой реакции: Кр = С2 (NH3) / C(N2) × С3 (Н2) = (3,6)2 / 2,5 × (1,8)3 = 0,89. Исходные концентрации азота и водорода находим на основе уравне-

ния реакции. На образование 2 моль аммиака расходуется 1 моль азота, а на образование 3,6 моль потребовалось 3,6 /2 = 1,8 моль азота. Учитывая равновесную концентрацию азота, находим первоначальную концентра-цию Сисх (N2) = 2,5 + 1,8 = 4,3 моль/л. На образование 2 моль аммиака не-обходимо истратить 3 моль водорода, а для получения 3,6 молей аммиака требуется 3,6 × 3 / 2 = 5,4 моль/л; Сисх. (Н2) = 1,8 + 5,4 =7,2 моль/л. Таким образом, реакция начиналась при концентрациях азота и водорода соответственно 4,3 и 7,2 моль/л.

91. Две реакции при 283 К протекают с одинаковой скоростью. Темпе-ратурный коэффициент скорости первой и второй реакции равны соответ-ственно 2,5 и 3,0. Как будут соотноситься скорости реакций, если первую из них провести при 350 К, а вторую при 330 К ? Ответ: 2,65: 1,00.

92. В начальный момент протекания реакции N2 + 3 H2 = 2 NH3 концен-трации были равны (моль/л): азота - 1,5; водорода - 2,5; аммиака -0. Како-вы концентрации азота и водорода при концентрации аммиака равной 0,5 моль/л? Ответ: 1,25 моль/л; 1,75 моль/л.

93. Начальные концентрации веществ в реакции СО + Н2О = СО2 + Н2 были равны (моль/л): С(СО) = 0,05; С(Н2О газ) = 0,06; С(СО2) = 0,4; С(Н2) = 0,2. Вычислите концентрации всех реагирующих веществ, после того как прореагировало 60 % Н2О. Ответ: 0,24 моль/л; 0,14 моль/л; 0,76 моль/л; 0,56 моль/л.

94. Реакция идет по уравнению 4 NH3 + 5 O2 = 4 NO + 6 H2O. Как изме-нится скорость реакции, если увеличить давление в 2 раза? Ответ: возрас-тет в 512 раз.

95. Реакция протекает по уравнению Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SO3 + S. Как изменится скорость реакции после разбавления реагирующей сме-си в 4 раза ? Ответ: уменьшится в 16 раз.

96. Вычислите, при какой температуре реакция закончится за 45 минут, если при 293 К на это требуется 3 часа. Температурный коэффициент равен 3,2. Ответ:304,9 К.

97. На сколько градусов нужно повысить температуру, чтобы скорость реакции возросла в 90 раз ? Температурный коэффициент равен 2,7. Ответ: 45,30 C.

98. Определите равновесную концентрацию водорода в реакции 2 HI = H2 + I2, если исходная концентрация HI составляет 0,55 моль/л, а константа равновесия равна 0,12. Ответ: 0,11 моль/л.

99. При синтезе фосгена имеет место равновесие реакции

17

Сl2 + CO = COCl2. Определите исходные концентрации хлора и оксида углерода, если

равновесные концентрации в моль/л равны: [Cl2] = 2,5; [CO] = 1,8; [COCl2] = 3,2. Ответ: 5,0; 5,7 моль/л.

100. Реакция протекает по уравнению 2А = В. Исходная концентрация вещества А равна 0,2 моль/л. Константа равновесия реакции 0,5. Вычисли-те равновесные концентрации реагирующих веществ. Ответ: 0,015 и 0,17 моль/л.

101. В каком направлении сместится равновесие реакции 2 СО + 2 Н2 = СН4 + СО2, если концентрации всех реагирующих веществ уменьшить в 3 раза ?

102. Равновесие в системе 2 NO2 = 2 NO + O2 при некоторой темпера-туре установилось при концентрациях в моль/л: [NO2] = 0,06; [NO] =0,24; [O2] = 0,12. Определите константу равновесия и рассчитайте исходную концентрацию NO2. Ответ: 1,92; 0,3 моль/л.

103. Определите равновесные количества веществ в реакции СО2 + Н2 = СО + Н2О(газ), если константа равновесия при некоторой температуре рав-на 1 и для реакции было взято 1 моль углекислого газа и 3 моль водорода. Ответ: [H2] = 2,25; [CO2] = 0,25; [CO] = 0,75; [H2O] = 0,75 моль/л.

104. При некоторой температуре константа равновесия реакции Н2+ Вr2 =2 НВr равна 1. Определите состав равновесной смеси,если для реакции были взяты 1 моль водорода и 2 моль брома. Ответ - С(Н2) = 0,55 моль. С (Вч2) = 1,55 моль. С (НВr) = 0,90 моль.

105. Для практической остановки реакции применяют быстрое охлаж-дение реакционной смеси. Определите, во сколько раз изменится скорость реакции при охлаждении реакционной смеси с 40 до -100 C, если темпера-турный коэффициент реакции равен 2.7. Ответ: в 143,5 раза.

Тема 6. КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРОВ

И СПОСОБЫ ИХ ВЫРАЖЕНИЯ Пример 1. Массовая доля растворенного вещества. Определите массовую долю (в %) хлорида калия в растворе, содержа-

щем 0,072 г КС1 в 0,3 л раствора, плотность которого 1,12 г/ мл. Решение: Массовая доля показывает, сколько единиц массы растворен-

ного вещества содержится в 100 единицах массы раствора. Массовая доля - безразмерная величина, ее выражают в долях единицы или в процентах: ω (x) =100 m (x)/ m, где ω(x) - массовая доля (в %) растворенного вещества, г; m - масса раствора, г. Масса раствора равна произведению объема раствора на его плотность: m = V × ρ. Тогда ω(x) =m(x) / V × ρ ×100 %.

18

Массовая доля хлорида калия в растворе равна: ω (KCl) = 0,072x 100 / 1,12 × 300 = 0, 02 %.

Пример 2. Молярная концентрация раствора. Какова масса соляной кислоты, содержащейся в 0,4 л раствора, если

молярная концентрация раствора равна 0,25 моль / л. Решение: Молярная концентрация раствора (молярность) показывает

количество растворенного вещества, содержащегося в 1 л раствора. Мо-лярную концентрацию (моль/ л) выражают формулой, где m(x) - масса рас-творенного вещества, г; М - молярная масса растворенного вещества, г/ моль, V - объем раствора, л. М(НС1) = 36, 5 г/ моль. Масса НС1, содер-жащегося в растворе, равна m(HCl) = С M(НС1) × М(НС1) × V = 0, 25 × 36, 5 × 0, 4 = 3, 65 (г).

Пример 3. Молярная концентрация эквивалента (нормальная концен-трация). Определите молярную концентрацию эквивалента хлорида каль-ция, если в 0, 5 л раствора содержится 33, 3 г СаС12.

Решение: Молярная концентрация эквивалента (нормальность раство-ра) показывает число молярных масс эквивалентов растворенного вещест-ва, содержащихся в 1 л раствора (моль/ л): СН= m (x) /MЭ(x) × V, где m(x) - масса растворенного вещества, г; МЭ(х) - молярная масса эквивалента рас-творенного вещества, г/моль; V - объем раствора, л. Молярная масса экви-валента СаСl2 равна МЭ (СаС12) = М (СаС12)/ 2 = 111 / 2 = 55, 5 г/ моль. Молярная концентрация эквивалента раствора СаС12 равна СН (СаС12) = 33, 3 / 55, 5 × 0, 5 = 1, 2 моль/ л.

Пример 4. Моляльность раствора. В какой массе воды надо растворить 3,5 г глюкозы C6H12O6, чтобы по-

лучить раствор, моляльность которого равна 0,5 моль/ кг ? Решение: Моляльность раствора Сm (моль/ кг) показывает количество

растворенного вещества, находящееся в 1 кг растворителя: Cm (x) = m(x) / M(x) × m, где m - масса растворителя, кг; M(x) - молярная масса раство-ренного вещества, г/ моль; m(x) - масса растворенного вещества, г. М (С6Н12О6) = 180 г / моль. Масса растворителя равна: m = m (x) / C (x) × M (x) = 3,25 / 180,0 × 0,5 = 0,036 кг.

Пример 5. Титр раствора (Т). Определите титр 0,01 н раствора КОН. Решение: Титр раствора показывает массу в граммах растворенного

вещества, содержащегося в 1 мл раствора: T (x) = m(x) / V, где m(x) - масса растворенного вещества, г; V - объем раствора, мл. В 1 л 0,01н КОН со-держится 0,561г гидроксида калия. Титр этого раствора равен: Т (КОН) = 0,561 / 1000 = 0, 000561 г / мл.

19

Пример 6. Молярная доля растворенного вещества и растворителя в растворе.

Рассчитайте молярные доли спирта С2Н5ОН и воды в растворе с массо-вой долей спирта 40 %.

Решение: Молярная доля χ i вещества в растворе равна отношению ко-личества данного вещества к общему количеству всех веществ, содержа-щихся в растворе: χ i = ni / ∑ ni, где ∑ n i - количество всех веществ, содер-жащихся в растворе. В 100 г раствора с массовой долей спирта равной 40 % содержится 40 г спирта и 60 г воды. Определяем количество спирта и воды: n (C2H5OH) = 40 / 46 = 0,87 моль; n (H2O) = 60 / 18 = 3,33 моль;

n (C2H5OH) + n (H2O) = 0,87 + 3,33 = 4,2 моль. χ (С2Н5ОН) = 0,87 /4,2 = 0,21; χ (H2O) = 3,33 / 4, 2 = 0,79. Пример 7. Вычисления, связанные с пересчетом концентраций раство-

ров из одних единиц в другие. Вычислите молярную концентрацию эквивалента, молярную концен-

трацию и моляльность раствора, в котором массовая доля СаСО3 равна 5 %. Плотность раствора равна 1,12 г / мл.

Решение: Определим молярную массу и молярную массу эквивалента СаСО3. М (СаСО3) = 100 г / моль; Мэ (СаСО3) = 100 / 2 = 50 г / моль. В 100 г раствора с массовой долей СаСО3 5 % содержится 5г СаСО3 и 95 г воды. Следовательно, моляльность раствора СаСО3 равна Сm (CaCO3) = 5 / 100 × 0,095 = 0,526 моль / кг. Молярная концентрация и молярная концентрация эквивалента относятся к 1 л раствора, т.е. m = 1000 мл × 1,12 г / мл = 1120 г. В этой массе раствора содержится 1120 × 0,05 = 56г карбоната кальция. Молярная концентрация и молярная концентрация эквивалента соответст-венно равны: СМ (СаСО3) = 56 / 100 × 1 = 0,56 моль/ л; СН (СаСО3) = 56 / 50 × 1 = 1,12 моль / л.

Пример 8. Расчеты, связанные с приготовлением растворов. Какой объем раствора соляной кислоты с массовой долей НС1 37,23 %

и плотностью 1,19 г / мл требуется для приготовления 20 л 0,1 М раствора этой кислоты ?

Решение: Сначала определяем массу соляной кислоты в 20 л О, 1 M раствора: CM (HCl) = m (HCl) / M (HCl) × V; M (HCl) = 36, 5 г / моль; m (HCl) = 0,1 × 36,5 × 20 = 73 г. Чтобы ответить на вопрос задачи, надо опре-делить, в каком объеме раствора с массовой долей НС1 37, 23 % содержит-ся 73 г НС1: V = HCl × 100 % / ω % × ρ = 73 x 100 / 37, 23 × 1,19 = 164, 8 мл. Следовательно, чтобы приготовить 20 л 0,1 М НС1, надо израсходовать всего 164,8 мл раствора соляной кислоты с массовой долей 37, 23 %.

106. Вычислите молярную концентрацию, молярную концентрацию эк-вивалента и моляльность раствора серной кислоты с массовой долей Н2SO4

20

20 % и плотностью 1,14 г / мл. Ответ: 2,33 г / моль; 4,6 моль / л; 2,55 моль / кг.

107. Какой объем раствора НС1 с массовой долей соляной кислоты 10 % и плотностью 1,049 г / мл надо взять для приготовления раствора объе-мом 350 мл с молярной концентрацией эквивалента 0, 2 моль /л ? Ответ: 24,36 мл.

108. До какого объема нужно разбавить 30 % -ный раствор нитрата свинца (II) объемом 25 мл? плотностью 1,33 г / мл, чтобы получить раствор соли с концентрацией СМ = 0,2 моль / л и плотностью 1,08 г / мл ? Ответ: 150 мл.

109. До какого объема следует разбавить раствор НС1 объемом 25 мл с молярной концентрацией 6 моль / л, чтобы концентрация стала равной 0,2 моль / л ? Ответ: 0,75 л.

110. В растворе объемом 200 мл содержится гидроксид натрия массой 12 г. Определите молярную концентрацию данного раствора. Ответ: 1,5 моль / л.

111. В лаборатории имеется раствор фосфорной кислоты с молярной концентрацией 6 моль/ л. Как приготовить из него раствор кислоты объе-мом 0,5 л с молярной концентрацией эквивалента СН (Н3РО4) = 0, 1 моль / л, считая, что фосфорная кислота используется для получения гидрофос-фата натрия ? Ответ: 4,17 мл.

112. В 45 г воды растворено 6,84 г сахара. Вычислите молярные доли сахара и воды. Ответ: 0,008; 0,992.

113. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалента и титр иодида калия, 1 л которого содержит 0,0037 г иодида калия. Ответ: 0,02 моль/ л.

114. Водный раствор содержит 577 г серной кислоты в 1 л. Плотность раствора 1,335 г/мл. Вычислите массовую долю, молярную концентрацию, молярную концентрацию эквивалента, мояльность и молярные доли сер-ной кислоты и воды в полученном растворе. Ответ: 43,22 %; 11,76 моль / л; 5,88 моль/ л; 7,76 моль / кг; 0,123; 0,877.

115. Определите молярную концентрацию эквивалента, моляльность и массовую долю сульфата железа (Ш) в растворе и титр 0,8 М раствора сульфата железа (Ш), если плотность раствора равна 1,00 г/ мл. Ответ: 4,8 моль/л; 1,18 моль / кг; 32 %; 0,3199 г / мл.

116. Вычислите массовую долю азотной кислоты в растворе и моляль-ность 8н раствора азотной кислоты с плотностью 1,246 г / мл. Каковы мо-лярные доли азотной кислоты и воды в этом растворе ? Ответ: 40,5 %; 10,8 моль / кг; 0,162 и 0,838.

117. Вычислите молярную массу эквивалента двухосновной кислоты, в 12,5 н растворе которой массовая доля этой кислоты 37 %, а плотность 1,664 г / мл. Какая это кислота ? Чему равны молярная концентрация, мо-

21

ляльность и титр раствора этой кислоты ? Ответ: 49,2 г / моль; 6,25 моль / л; 5,94 моль / кг; 0,6156 г / мл.

118. Какой объем раствора серной кислоты с массовой долей серной кислоты 96 % и плотностью 1,835 г / мл нужно взять для приготовления 5 л 0,5 н раствора серной кислоты ? Ответ: 0,14 л.

119. Смешаны 0,8 л 1,5 н раствора гидроксида натрия и 0,4 л 0,6 н рас-твора гидроксида натрия. Какова молярная концентрация эквивалента по-лученного раствора? 1,2 моль / л.

120. Какой объем раствора фосфорной кислоты с массовой долей Н3РО4 36 % и плотностью 1,216 г / мл требуется для приготовления 13 л 0,15 н раствора фосфорной кислоты. Ответ: 0,142 л.

Тема 7. ИОННЫЕ РЕАКЦИИ ОБМЕНА

Пример 1. Составление молекулярно-ионных уравнений реакций об-

мена между электролитами. Напишите в молекулярной и молекулярно-ионной формах реакции

взаимодействия между следующими веществами: а) ВаС12 и К2SO4; б) К2СО3 и НС1; в) СН3СООК и НС1; г) NaOH и НС1.

Решение: Обменные реакции между электролитами практически необ-ратимы и идут до конца в случае образования малорастворимых, малодис-социирующих и газообразных соединений. При составлении молекулярно-ионных уравнений подобные соединения записываются в виде молекул, а сильные электролиты в виде тех ионов, на которые они диссоциируют:

а) ВаС12 + К2SO4 = BaSO4↓ + 2 KCl; Ba2+ + SO42- = BaSO4↓;

б) К2СО3 + 2 НС1 = 2 КС1 + СО2↑ + H2O; CO2-3 + 2 H+ = CO2↑ +H2O.

в) СН3СООК + НС1 = CH3COOH + KCl; CH3COO- + H+ =CH3COOH г) NaOH + HCl = NaCl + H2O; H+ + OH- = H2O Пример 2. Составление молекулярно-ионных уравнений реакций об-

мена, если среди исходных веществ есть малорастворимые и слабодиссо-циирующие вещества.

Напишите в молекулярно-ионном виде реакции взаимодействия между: а) гидроксидом аммония и соляной кислотой; б) гидроксидом цинка и гид-роксидом калия; в) гидроксидом цинка и соляной кислотой.

Решение: Если исходными веществами реакции являются малодиссо-циирующие или малорастворимые вещества, то кроме реакций связывания тех или иных ионов этих электролитов протекают реакции постепенной диссоциации слабого электролита или перехода ионов малорастворимого электролита в раствор:

а) NH4OH + HCl = NH4Cl + H2O; NH4OH + H+ = NH+4 + H2O;

22

б) [Zn(H2O)2(OH)2] + 2 KOH = K2[Zn(OH)4] + 2 H2O; [Zn(H2O)2(OH)2] + 2OH- = [Zn(OH)4]2- + 2 H2O. в) [Zn(H2O)2(OH)2] + 2 HCl = ZnCl2 + 4 H2O; [Zn(H2O)2(OH)2] + 2 H+ = Zn2+ + 4 H2O. Пример 3. Составление молекулярных уравнений реакций к молеку-

лярно-ионным уравнениям. Дано краткое молекулярно-ионное уравнение: CH3COO- + H+ =

CH3COOH. Составьте к нему три возможных молекулярных уравнения. Решение: В левой части молекулярно-ионного уравнения указаны сво-

бодные ионы СН3СОО- и Н+. Эти ионы образуются при диссоциации ка-ких-либо растворимых сильных электролитов. Ионы СН3СОО- могут обра-зовываться при диссоциации, например СН3СООК, CH3COONa, (CH3COO)2Mg; донорами ионов Н+ могут быть любые сильные кислоты. Итак, молекулярные уравнения реакций, которым отвечает данное молеку-лярно-ионное уравнение, могут быть:

1. CH3COOK + HCl = CH3COOH + KCl; 2. CH3COONa + HNO3 = CH3COOH + NaNO3; 3. (CH3COO)2Mg + H2SO4 = 2 CH3COOH + MgSO4 121. Напишите в молекулярно-ионной форме уравнения реакций,

приводящих к образованию малорастворимых осадков, газов или малодис-социированных соединений: a) Ba(OH)2 + H2SO4 =;

б) FeCl3 + NaOH =; в) Pb (NO3)2 + KI =. 122. Напишите в молекулярно-ионной форме уравнения реакций, при-

водящих к образованию малорастворимых осадков, газов или малодиссо-циированных соединений: a) HCl + Ba(OH)2 =; б) AlBr3+ Ag NO3 =; в) Na2S + H2SO4 =.

123. Напишите в молекулярно-ионной форме уравнения реакций, при-водящих к образованию малорастворимых осадков, газов или малодиссо-циированных соединений: a) CuSO4 + NaOH =; б) NiCl2 + Na2S =; в) NH4 Cl + NaOH =.

124. Напишите в молекулярно-ионной форме уравнения реакций: а) Са(НСО)3 + Н2SO4 =; б) KHSO4 + NaOH =; в) AgNO3 + FeCl3 =.

125. Напишите в молекулярно-ионной форме уравнения реакций: a) Pb(NO3)2 + K2SO4 =; б) KHSO3 + H2SO4 =; в) Na2S + FeSO4 =.

126. Напишите в молекулярной и молекулярно-ионной форме уравне-ния реакций взаимодействия следующих веществ: а) K2S + HCl =; б) H2SO4 + KOH =; в) Pb(NO3)2 + NaI =.

127. Cоставьте молекулярные и молекулярно-ионные уравнения реак-ций взаимодействия между: а) нитратом бария и сульфатом натрия; б) кар-бонатом натрия и серной кислотой; цианидом калия и азотной кислотой.

23

128. Составьте молекулярные и молекулярно-ионные реакции взаимо-действия между: а) сульфатом меди и гидроксидом натрия; б) сульфитом натрия и серной кислотой; в) сульфатом кадмия и сульфитом натрия.

129. Составьте по три молекулярных уравнения реакций к каждому из молекулярно-ионных уравнений: а) Ca2+ + CO2-

3 = CaCO3↓; б) СO2-3 + 2 H+

= CO2↑ + H2O; в) Н+ + ОН- = Н2О. 130. Составьте по три молекулярных уравнения реакций, которые вы-

ражаются молекулярно-ионными уравнениями: а) Zn2+ + H2S = ZnS↓ + 2 H+; в) НСО-

3 + Н+ = Н2О + СО2↑; в) Ag + + Cl - = AgCl↓. 131. Составьте по два молекулярных уравнения к каждому из молеку-

лярно-ионных уравнений: а) Cu (OH)2 + 2H + = Cu 2+ + 2 H2O; б) Cr (OH)3 + 3 OH - = [Cr (OH)6] 3 -; в) NH +4 + OH - = NH3↑ + H2O.

132. Представьте в молекулярном и молекулярно-ионном виде реакции взаимодействия между: а) гидроксидом хрома (Ш) и серной кислотой; б) метахромистой кислотой и гидроксидом калия; в) метафосфорной кисло-той и гидроксидом стронция.

133. Можно ли приготовить раствор, содержащий одновременно сле-дующие пары веществ: а) гидроксид цинка и гидроксид калия; б) гидро-ксид бария и соляную кислоту; в) гидроксид железа (Ш) и гидроксид на-трия. Представьте возможные реакции в молекулярном и молекулярно-ионном виде.

134. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, протекаю-щих между веществами а) Sn(OH)2 и НС1; б) BeSO4 и КОН; NH4Cl и Ba(ОН)2..

135. Можно ли приготовить раствор, содержащий одновременно сле-дующие пары веществ: a) NaOH и Са(ОН)2; б) Sn(OH)2 и NaOH; в) Sn(OH)2 и HNO3. Представьте возможные реакции в молекулярном и молекулярно-ионном виде.

Тема 8. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Пример 1. Составление молекулярного и молекулярно- ионного урав-

нений гидролиза соли сильной кислоты и слабого основания. Напишите молекулярные и молекулярно-ионные уравнения гидролиза

солей: а) нитрата аммония; б) хлорида алюминия. Решение: а) при растворении в воде кристаллическая соль нитрата ам-

мония диссоциирует: NH4NO3 = NH +4 + NO -

3. При составлении уравнений гидролиза в первую очередь необходимо определить ионы соли, cвязы-вающие ионы воды в малодиссоциирующее соединение, т.е. ионы, обу-словливающие гидролиз. В данном случае ионы NH +

4 связывают ионы ОН

24

-, образуя молекулы слабого основания NH4OH, что выражается следую-щим молекулярно-ионным уравнением гидролиза: NH+

4 + HOH = NH4OH + H+. Уравнение гидролиза в ионной форме: NH4NO3 + HOH = NH4OH + HNO3. Избыток ионов Н + в растворе дает кислую реакцию среды, т.е. рН< 7.

б) При гидролизе соли AlCl3 ион А l 3+ cоединяется с ионами ОН - сту-пенчато, образуя гидроксо-ионы (Al OH)2, [Al (OH)2] + и молекулы Al(OH)3. Практически гидролиз соли ограничивается первой ступенью: Al

3+ + HOH = (AlOH) 2+ + H +. В данном случае продуктами гидролиза явля-ются основная соль и кислота: AlCl3 + HOH = AlOHCl2 + HCl.

Реакция раствора кислая, pH< 7. Пример 2. Составление молекулярного и молекулярно-ионного урав-

нений гидролиза соли сильного основания и слабой кислоты. Составьте молекулярные и молекулярно-ионные уравнения гидролиза

солей: а) СН3СООК; б) Na2CO3. Решение: а) гидролиз соли СН3СООК обусловливают ионы СН3СОО-,

связывая катионы Н + в слабодиссоциирующее соединение - уксусную ки-слоту: CH3COO - + HOH = CH3COOH + OH-.

В молекулярной форме: CH3COOK + HOH = CH3COOH + KOH. Реакция раствора щелочная: рН > 7; б) гидролиз соли Na2CO3 практически ограничивается первой ступе-

нью: продукты гидролиза - кислая соль и основание: Na2CO3 + HOH = NaHCO3 + NaOH; CO2-

3 + HOH = HCO -3 + OH -. Реакция раствора щелочная: рН> 7. Пример 3. Составление молекулярного уравнения гидролиза соли сла-

бого основания и слабой кислоты. Напишите молекулярное уравнение гидролиза соли СН3СООNH4. Решение: Ионы соли СН3СОО - и NH+

4 взаимодействуют с ионами во-ды, образуя малодиссоциирующие соединения СН3СООН и NH4OH. Cоль гидролизуется полностью: CH3COONH4 + HOH = CH3COOH + NH4OH

Реакция среды близка к нейтральной. Пример 4. Составление уравнений реакций взаимодействия при сме-

шении растворов солей, взаимно усиливающих гидролиз. Составьте уравнение реакции, происходящей при смешении растворов

солей Fe(NO3)3 и K2CO3. Решение: В растворе нитрата железа (Ш) гидролиз обусловливает кати-

он Fe3+: Fe3+ + HOH = Fe(OH)2+ + H +, а в растворе карбоната калия - анион СО2-

3: CO2-3 + HOH = HCO-

3 + OH-. Гидролиз этих солей обычно ограничи-вается первой ступенью. При смешении этих солей ионы Н+ и ОН- взаимо-действуют, образуя молекулы слабого электролита Н2О, который уходит из

25

сферы реакции. Это приводит к тому, что усиливается гидролиз каждой из солей до образования Fe(OH)3 и СО2: 2 Fe(NO3)3 + 3 K2CO3 + 3 H2O = 2 Fe(OH)3 ↓ + 3 CO2 ↑ + 6 KNO3.

136. Запишите уравнения реакций гидролиза в полной и сокращенной молекулярно-ионной форме и укажите характер среды для следующих со-лей: a) Na2S; б) CuSO4; в) NaCl; г) KCN.

137. Какую реакцию имеют растворы солей нитрата цинка, сульфата алюминия, карбоната калия, нитрата калия и цианида натрия? Ответ под-твердите ионно-молекулярными и молекулярными уравнениями.

138. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реак-ций, протекающих при сливании растворов: а) нитрата алюминия и суль-фида натрия; сульфата хрома и карбоната натрия.

139. Какие из пар солей в водных растворах взаимно усиливают гидро-лиз друг друга: а) AlCl3 и K2 S; б) CrCl3 и К2СО3; в) FeCl3 и Na2SO3. Со-ставьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.

140. Напишите уравнения реакций гидролиза в молекулярном и ионно-молекулярном виде: а) хлорида хрома; б) цианида натрия; в) нитрата меди; г) ацетата лития.

141. К раствору FeCl3 добавили: a) HCl; б) KOH; в) K2CO3; г) Н2О. В каких случаях гидролиз хлорида железа (Ш) усилится ? Составьте соответ-ствующие молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций.

142. К растворам сульфата натрия, хлорида хрома, хлорида магния, сульфата алюминия и нитрата железа (Ш) добавили раствор соды Na2CO3. В каких случаях будет наблюдаться выделение СО2? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.

143. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидро-лиза, происходящие при смешивании следующих пар растворов: а) нитрата хрома (Ш) и сульфида натрия; б) сульфата меди (П) и карбоната калия.

144. Какие из солей: NaBr, Na2S, K2CO3, CoCl2 - подвергаются гидроли-зу ? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей.

145. Какое значение рН (больше или меньше 7) имеют растворы солей Na3PO4, K2S, CuSO4, ZnCl2 ? Составьте ионно-молекулярные и молекуляр-ные уравнения гидролиза этих солей.

146. Почему растворы солей KF и K2S имеют щелочную, а растворы ZnSO4 и NH4NO3 кислую реакцию ? Ответ подтвердите ионно-молекулярными и молекулярными уравнениями реакций.

147. Как будут действовать на изменение окраски лакмуса растворы солей K2S, KI, CuSO4, Cd (NO3)2 ? Ответ подтвердите уравнениями гидро-лиза этих солей.

26

148. Запишите уравнения реакций гидролиза и укажите характер среды для растворов следующих солей: а) сульфита натрия; б) хлорида меди (П); в) карбоната калия; г) сульфата калия; д) хлорида железа (Ш).

149. Расположите предложенные соли в порядке возрастания рН их водных растворов (концентрации солей равны): а) нитрат меди (П); б) сульфит натрия; в) хлорид натрия; г) сульфид калия. Ответ подтвердите уравнениями соответствующих реакций.

150. Напишите в ионно-молекулярной и молекулярной форме уравне-ния реакций гидролиза следующих солей и укажите реакцию среды (боль-ше или меньше 7): KOCl, CaCl2, NaClO4, KHCOO, KNO3, ZnBr2.

Таблица 2

Варианты контрольных заданий

Номер варианта

Номера задач, относящихся к данному заданию

01 1 16 31 46 61 76 91 106 121 136 02 2 17 32 47 62 77 92 107 122 137 03 3 18 33 48 63 78 93 108 123 138 04 4 19 34 49 64 79 94 109 124 139 05 5 20 35 50 65 80 95 110 125 140 06 6 21 36 51 66 81 96 111 126 141 07 7 22 37 52 67 82 97 112 127 142 08 8 23 38 53 68 83 98 113 129 143 09 9 24 39 54 69 84 99 114 129 144 10 10 25 40 55 70 85 100 115 130 145 11 11 26 41 56 71 86 101 116 131 146 12 12 27 42 57 72 87 102 117 132 147 13 13 28 43 58 73 88 103 118 133 148 14 14 29 44 59 74 89 104 119 134 149 15 15 30 45 60 75 90 105 120 135 150 16 7 23 33 53 64 80 95 111 128 137 17 8 24 34 54 65 81 96 112 129 138

Окончание табл. 2 Номер варианта

Номера задач, относящихся к данному заданию

18 9 25 35 55 66 82 97 113 130 139 19 10 26 36 56 67 83 98 114 131 140 20 11 27 37 57 68 84 99 115 132 141 21 12 28 38 58 69 85 100 116 133 142 22 13 29 39 59 70 86 101 117 134 143 23 14 30 40 60 71 87 102 118 135 144

27

24 15 16 41 46 72 88 103 119 121 145 25 1 17 42 47 73 89 104 120 122 146 26 2 18 43 48 74 90 105 109 123 147 27 3 19 44 49 75 76 100 110 124 148 28 4 20 45 50 61 77 101 111 125 149 29 5 21 31 51 62 78 102 112 126 150 30 6 22 32 52 63 79 103 113 127 136 31 7 23 33 53 64 80 104 114 128 137 32 8 24 34 54 65 81 105 115 129 138 33 9 25 35 55 66 82 91 116 130 139 34 10 26 36 56 67 83 92 117 131 140 35 11 27 37 57 68 84 93 118 132 141 36 12 28 38 58 69 85 94 119 133 142 37 13 29 39 59 70 86 95 120 134 143 38 14 30 40 60 71 87 96 106 135 144 39 15 16 41 46 72 88 97 107 126 145 40 11 17 44 49 73 80 99 110 130 150 41 12 18 45 50 74 81 100 111 121 149 42 13 19 36 51 75 82 101 112 122 148 43 14 20 37 52 61 83 102 113 123 147 44 15 21 38 53 62 84 103 114 124 146 45 2 22 39 54 63 85 104 115 125 145 46 3 23 40 55 64 86 105 116 126 144 47 4 24 41 56 65 87 91 117 127 143 48 5 25 42 57 66 88 92 118 128 142 49 6 26 43 58 67 89 93 119 129 141 50 7 27 44 59 68 90 94 120 130 140 51 8 28 45 60 69 91 95 106 131 139 52 9 29 31 46 70 77 96 107 132 138 53 10 30 32 47 71 78 97 108 133 137 54 11 23 33 48 72 79 98 109 134 136 55 12 24 34 49 73 80 99 110 135 150

28

Список рекомендуемой литературы 1. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. М.: Хи-

мия, 1994. 2. Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1989. 3. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: Высшая школа,1988. 4. Некрасов Б.В. Основы общей химии. Т.1, 2. М.: Химия, 1973. 5. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. M.: Химия,1987. 6. Романцева Л.M., Лещинская З. Л., Cуханова В.А. Сборник задач и упраж-

нений по общей химии. M.: Высшая школа, 1991. 7. Беляева И.И., Сутягин Е.И., Шелепина В.Л. Задачи и упражнения по об-

щей и неорганической химии. М.: Просвещение, 1989. 8. Гольбрайх З.Е. Сборник задач и упражнений по химии. М.: Высшая шко-

ла, 1976.