3

Калининградский государственный университет

ОБЩАЯ и НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

методические указания для студентов-заочников нехимических

специальностей

( часть 1 ) .

КАЛИНИНГРАД 1997

4

Печатается по решению редакционно-издательского совета Калининградского государственного университета Методическое пособие составлено доцентом, кандидатом биологических наук Н.В. Чибисовой. Рассмотрено и одобрено на заседании кафедры неорганической и аналитической химии 27 января 1997 года. Утверждено учебно-методической комиссией химического факультета 29 января 1997 года.

5

ОБЩИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ Химия относится к числу фундаментальных наук, изучение которых обязательно специалистам естественно-научного профиля. Изучение химии позволяет получить современное научное представ-ление о материи и формах ее движения, о механизме превращения химических соединений, свойствах веществ и применении химиче-ских 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 неорганическая химия является ос-новной дисциплиной, необходимой для успешного изучения всех по-следующих химических и специальных дисциплин. Работа студента над курсом общей и неорганической химии слагается из следующих элементов: самостоятельное изучение мате-риала по учебникам и учебным пособиям; выполнение контрольных заданий, лабораторного практикума, посещение лекций; сдача зачета и экзамена. Контрольная работа является формой методической помощи студентам при изучении курса. Решения задач и ответы на теоретиче-ские вопросы должны быть коротко и четко обоснованы. При реше-нии задач нужно приводить весь ход решения и математические пре-образования, избирая простейший 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 ука-заны в задании. В конце работы следует привести список использованной литературы с указанием года издания. Работа должна быть датирована и подписана студентом. Каждый студент выполняет вариант контрольных заданий, обозначенный двумя последними цифрами номера зачетной книжки. Таблица вариантов контрольных заданий приведена в конце пособия. Контрольная работа, выполненная не по своему варианту, преподавателем не рецензируется и не зачитывается. Если контрольная работа не зачтена, ее нужно выполнить повторно с учетом указаний рецензента и выслать на рецензирование вместе с не зачтенной работой. Исправления следует выполнять в конце тетради, а не в рецензируемом тексте. Рекомендуемая литература

6

1. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия - М.: Химия, 1994. 2. Глинка Н.Л. Общая химия - Л.: Химия, 1989. 3. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия - М.: Высшая шко-ла,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.: Хи-мия,1987. 6. Романцева Л.M., Лещинская З. Л., Cуханова В.А. Сборник задач и упражнений по общей химии - M.: Высшая школа, 1991. 7. Беляева И.И., Сутягин Е.И., Шелепина В.Л. Задачи и упражнения по общей и неорганической химии - М. : Просвещение, 1989. 8. Гольбрайх З.Е. Сборник задач и упражнений по химии. - М. : Выс-шая школа, 1976. TEМА 1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ. Пример 1. Какой объем при температуре 20о С и давлении 250 кПа аммиак массой 51 г ? Решение: Вычислить объем газа можно, используя уравнение Менделеева- Клайперона: pV = mRT/ M, где m - масса газа; M - молярная масса газа; R - универсальная газовая постоянная, значение которой определяется принятыми единицами измерения. Если давле-ние измерять в Па, а объем в м3, то R= 8,314 × 103 Dж / кмоль К . Находим объем газа по уравнению Менделеева-Клайперона, пред-варительно 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 тем-пературе 37o C и давлении 2,0 × 105 Па. Какой объем займет газ при нормальных условиях? Решение: Для приведения объема газа к нормальным условиям пользуются 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.

7

Для вывода простейшей формулы сложного вещества достаточно знать его количественный состав и атомные массы элементов, его об-разующих.Формулу искомого вещества можно представить как Kx SyOz. Находим соотношение между числом атомов калия, серы и ки-слорода в молекуле делением содержания ( % ) 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%. Определите эквивалентную массу элемента. Решение: Эквивалентом элемента называется такое его количе-ство, которое соединяется с одним молем атомов водорода или заме-щает его в химических реакциях. Массу одного моля эквивалента элемента называют молярной массой эквивалента. Эта задача реша-ется на основе закона эквивалентов, согласно которому химические элементы ( сложные вещества) соединяются между собой или заме-щают друг друга в количествах, пропорциональных их молярным массам эквивалентов. Вычислим массовую долю водорода в гидриде ω (Э) = 100% - 75% = 25% Согласно закону эквивалентов m ( Э ) / m ( H ) = M Э( Э ) / M Э ( H) . При образовании 100 г гидрида 25 г водорода соединяются с 75 г элемента. Исходя 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 металла. Вычислите эквивалентную массу металла. Решение: Эквивалентная масса кислорода MЭ (О) = 8 г/моль. Мас-са кислорода в оксиде m (O) = 28,32 - 15,00 = 13,32 г. Тогда согласно закону эквивалентов: 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 условиям, воспользовавшись объединенным газовым уравнением V0 = P × V × Т0 / P0 × Т = 98642 × 438 × 273 / 1,013 × 10 5 × 298 = 401,5 мл

8

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 из-расходовано 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 соответ-ственно равны: 43,4% , 11,3 % , 45,3 % . Какова его формула? 2. Вещество содержит 27 % кремния и 73 % фтора. Плотность по водороду 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. 5. Два оксида свинца соответственно содержат а) 92,8 % свинца и 7,2 % кислорода; 86,6 свинца и 13, 4 % кислорода. Определить фор-мулы оксидов. 6. Вещество содержит 30% мышьяка и 70 % хлора. Вывести его фор-мулу. 7. Вещество содержит 20 % кальция, 48 % молибдена и 33 % кисло-рода. 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 ко-торого равна 84, а содержание элементов следующее: магния - 28,5 %, углерода - 14,3 % и кислорода - 57, 2 %. 10. Драгоценный камень изумруд содержит 5 % бериллия, 10 % алюминия, 31 % кремния и 54 % кислорода. Зеленая окраска его вы-звана ничтожной 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, обу-

9

славливающие окраску минерала. Вывести простейшую формулу ве-щества этого минерала. 12. Вывести истинную формулу соединения, молекулярная масса ко-торого равна 136, а содержание элементов следующее: кальция - 29,4 % , водорода - 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 соедине-ния. 15. Вывести истинную формулу соединения, молекулярная масса ко-торого равна 85, а содержание элементов следующее: 27,08 % натрия, 16,47 % азота и 36, 45 % кислорода. 16. Сколько г кальция вступило в реакцию с водой, если объем выде-лившегося газа при 250С и 745 мм рт ст равен 480 мл? Ответ: 0,8 г. 17. Сколько л водорода при 120 С и 770 мм рт ст выделится при взаи-модействии 1 кг цинка с соляной кислотой? Ответ: 344,45 л. 18. Сколько л 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 нор-мальных условиях? Ответ: 3,16г ; 2,44 ; 44,8 л. 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 занима-ет 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. Вычислить 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 л кислорода при 210 С и 784 мм рт ст выделится при раз-ложении 490 г бертолетовой соли? Ответ:140,3 л. 26. В закрытом баллоне находится 160 г кислорода под давлением 1 атм и 120 С. Вычислить массу углекислого газа в объеме баллона, ес-ли газ находится под давлением 2 атм. и 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.

10

28. Какой объем в мл займут при нормальных условиях : а) 0,85 г аммиака; б) 1,4 г этилена ; в) 128 мг иодоводорода; г) 17 мг фосфи-на? 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 темпе-ратуре 270 С и давлении 760 мм рт ст. Сколько соли было подвергну-то разложению? Ответ: 21 г. 30. Неизвестное вещество массой 0,582 г находится в парообразном состоянии 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 выделяется 4,03 л водорода, измеренного при нормальных условиях. Вычислить молярную массу эквивалента металла и его атомную мас-су. Ответ: 9 г/моль; 27 г/моль. 32. Рассчитать молярную массу эквивалента металла, если при со-единении 7,2 г металла с хлором было получено 28,2 г соли. Моляр-ная 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. Найдите молярную массу эквивалента металла. Ответ: 100,3 г/моль. 34. Вычислите молярную массу эквивалента цинка, если 1,168 г его вытеснили 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 кислоты. Ответ: 40,95 г/моль. 36. Определите молярную массу эквивалента двухвалентного ме-талла, если 14,2г оксида этого металла образуют 30,2г сульфата ме-талла. Ответ: 27,5г/моль. 37. Определите молярную массу эквивалента двухвалентного метал-ла, 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 ней-трализацию 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 сульфида. 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 моляр-ные массы эквивалентов металла и брома. Ответ : 9 г/моль; 80 г/моль.

11

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 %. Оп-ределите молярную массу эквивалента фтора. Ответ : 19 г/ моль. 43. При восстановлении водородом оксида металла массой 2,68 г обр азовалась вода массой 0,648 г. Вычислите молярную массу эквива-лента металла. Ответ: 29,2 г /моль. 44. Элемент образует гидрид, где его массовая доля равна 75 %. Оп-ределите молярную массу эквивалента металла. Ответ: 3 г / моль. 45. Алюминий массой 0,752 г при взаимодействии с кислотой вытес-нил водород объемом 0,936 л при нормальных условиях. Определите эквивалентный объем водорода. Молярная масса эквивалента алю-миния равна 8,99 г/ моль. Ответ: 11,19 л. ТЕМА 2. ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ. Пример 1. Определите количество теплоты, при гашении 100 кг извести водой при 250 С, если известны стандартные теплоты образо-вания 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 хими-ческой реакции равен сумме теплот образования продуктов реакции минус сумма теплот образования исходных веществ с учетом сте-хиометрических коеффициентов в уравнении реакции. Для данной реакции: ΔH0

298,реакции = ΔН0298,Cа(ОН)2 - ΔН0

298,CаО(тв) - ΔН0298, H2O(ж)

ΔН0298,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 результате реакции выделилось 281,4 кДж теплоты. Решение: Проведем расчет по уравнению реакции и определим объем сероводорода:

12

х л 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 химической реакции NH3(г) + НCl (г)= NH4Cl(тв) по значениям стандартных теплот 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 температуре Т можно вычислить по уравнению ΔG = ΔH - TΔS. Теп-ловой 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 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 ус-ловиях: ΔG0

298 = ΔH0298 - TΔS0

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 стандарт-

ных условиях данная реакция возможна. 46. При взаимодействии 1 моль металлического калия с водой выде-ляется 188,4 кДж теплоты. Определите, какая масса калия прореаги-ровала, выделилось 28,65 кДж теплоты. Ответ: 5,85 г. 47. Вычислите стандартную энтальпию образования уксусной кисло-ты ,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 эн-тальпия гидратации: CuSO4 (кр) + 5 Н2О (ж) = CuSO4 х 5 Н2О ( кр), ΔН0

298= -78,22 кДж. Вычислите энтальпию растворения кристалло-гидрата. Ответ: 11,72 кДж/моль.

13

49. Различные виды топлива характеризуются удельной теплотой сгорания - величиной, равной отношению теплоты сгорания к массе сгоревшего топлива. Вычислите удельную теплоту сгорания молока, считая, что в молоке массовая доля белка 3,2 %, жира 2,5 % и углево-дов 5,6 %. ( Считать, что при метаболизме белков в среднем выделя-ется 17 кДж/г, при метаболизме жиров 38 кДж/г и удельная теплота сгорания углеводов в среднем 17 кДж/г) Ответ: 2446 кДж/кг. 50. Какая масса ядер грецких орехов может компенсировать полови-ну суточной потребности человека в энергии, равной 6276 кДж, если известно, что в орехах массовая доля жира 64,4 %, белка 15,6 % и углеводов 12 %? ( Удельные теплоты сгорания жира, белка и углево-дов соответственно равны - 38 кДж/г, 17 кДж/г и 17 кДж/г ). Ответ: 0,215 кг. 51. Чем можно объяснить, что при стандартных условиях невозмож-на 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 соответствующих веществ ( см. табл. 1 ) определите ΔG0

298 этой ре-акции. Ответ: 19,91 кДж. 52. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите ΔG0

298 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 кислород 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. Про-цесс невозможен при стандартных условиях. 57. Кристаллический хлорид аммония образуется при взаимодейст-вии газообразных аммиака и хлороводорода. Приведите термохими-ческое уравнение этой реакции, вычислив ее тепловой эффект.

14

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 ΔS0

298= 0, 1387 кДж/моль? При какой температуре начина-ется восстановление оксида железа? Ответ: 696 K. 59. При взаимодействии газообразных метана и сероводорода обра-зуются газообразные сероуглерод и водород. Напишите термохими-ческое уравнение реакции, вычислив ее тепловой эффект. Ответ: 230,43 кДж. 60. Определите ΔG0

298 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.

Табл. 1 Стандартные теплоты (энтальпии) образования Δ Н0298

и стандартные абсолютные энтропии S 0298 некоторых веществ.

Вещество Состояние ΔН0298,кДж/мол

ь 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

15

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 последователь-ность заполнения атомных орбиталей электронами. Напишите элек-тронную формулу элемента с порядковым номером 23. 62. Что характеризуют квантовые числа? Каково соотношение между ними? Комбинация каких атомных орбиталей и в каком количестве возможна для главного квантового числа равного 4 ? 63. Что понимают под возбужденным состоянием атома? Напишите электронные формулы атома фосфора, находящегося в нормальном в нормальном и возбужденном 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 кван-тового числа? Какой из подуровней 3d или 4s будет заполнятся элек-тронами раньше? 65. Определите последовательность заполнения электронных поду-ровней, если l+n=5. Что понимают под атомной орбиталью? 66. Напишите электронные формулы атомов элементов с зарядом яд-ра 10, 15, 35. Какой смысл вкладывают в понятие s- , p- , d- элек-тронных облаков. Как изобразить их графически? 67. Приведите графическую электронную формулу атома железа. Как располагаются d-электроны в атоме железа? Объясните порядок за-полнения d- орбиталей. 68. Какую информацию дает электронная формула элемента? Запи-шите электронную формулу и представьте графическую формулу ва-лентных орбиталей атома хрома. Определите основные химические свойства хрома. 69. Какие элементы называются электронными аналогами? Перечис-лите электронные аналоги в шестой группе периодической системы элементов. Какой общей электронной формулой можно описать кон-фигурацию внешнего электронного слоя халькогенов? 70. Объясните исходя из электронного строения атомов, каков физи-ческий смысл номера периода и номера группы. Напишите электрон-ные формулы атомов следующих элементов: а) калия, б) ванадия, в) мышьяка.

16

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 опре-делять атомные радиусы хлора, азота, серы по межъядерным рас-стояниям в молекулах Cl2, HСl, N2, N2H4, S8 ? 72.Что такое эффект экранирования и эффективный заряд ядра? У какого 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 иониза-ции у бериллия 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 одному электрону на внешнем энергетическом уровне. Чем объясня-ется значительное различие в энергиях ионизации? 75. Что характеризует относительная электроотрицательность эле-мента? Исходя из величин электроотрицательности, укажите, как в приведенном ряду F, Cl, Br, I изменяется способность атомов прини-мать электроны. ТЕМА 4. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ. 76. Какую химическую связь называют ионной? Как она образуется и какими свойствами обладает? На основе разности относительных электроотрицательностей атомов элементов укажите, как изменяется степень ионности 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. Предложите структурно-графическую формулу углекислого газа. Чем объяснить, что у структуры СОCl2 величина дипольного момента отлична от нуля? 81. Сравните способы образования ковалентных связей в молекуле NH3 и в ионе NH+

4. 82. Молекула BF3 имеет плоскостную структуру, а NF3 - объемную ( пирамидальную). В чем причина различия в строении молекул? 83. Почему молекула CF4 имеет тетраэдрическую,COF2 - треуголь-ную,a CO2 - линейную формы? Каково гибридное состояние валент-ных орбиталей атома углерода в данных молекулах?

17

84. Перичислите основные положения метода молекулярных орбита-лей ( МО ). Напишите электронную формулу молекулы азота и опре-делите в ней порядок связи. 85. Что такое связующие и разрыхляющие молекулярные орбитали? Каковы энергии электронов на них по сравнению с энергиями на ис-ходных атомных орбиталях? Какая из частиц He или He+

2 более ус-тойчива? Объясните причину устойчивости с точки зрения метода молекулярных орбиталей. 86. Что такое диамагнетизм и парамагнетизм? Какие молекулы обла-дают диамагнитными свойствами, а какие парамагнитными? Объяс-ните парамагнитные свойства молекулы кислорода с позиций метода МО. Возможно 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 ос-лаблению связи, а от молекулы NO - к ее усилению? 89. Составьте энергетические диаграммы молекулярных орбиталей молекул азота и оксида углерода ( II ). Что общего у этих молекул? 90. Составьте энергетическую диаграмму молекулы HF. Почему воз-можно образование молекулярной орбитали за счет атомных орбита-лей 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 ка-кую сторону сместится равновесие системы? Решение: Первоначальные скорости прямой и обратной реакций были следующие: υпрям.= k1 × С4

А × СВ ; υобр.= k2 × C2C × С2

Р 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 реакции 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

18

υТ2/ υТ1 = 3 40/10 = 34 = 81, т.е. скорость реакции возросла в 81 раз. Пример 3. При 353 К реакция заканчивается за 20 сек. Сколько времени длится реакция при 293 К, если температурный коэффици-ент реакции равен 2,5? Решение: Между скоростью протекания химических реакций и их продолжительностью существует обратно - пропорциональная зави-симость 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 рав-новесия этой реакции и исходные концентрации азота и водорода. Решение: Исходя из уравнения реакции получения аммиака N2 + 3 H2 = 2 NH3 определяем константу равновесия этой реакции Кр : 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 урав-нения реакции. На образование 2 моль аммиака расходуется 1 моль азота, а на образование 3,6 моль потребовалось 3,6 /2 = 1,8 моль азо-та. Учитывая равновесную концентрацию азота, находим первоначальную концентрацию Сисх. ( N2 ) = 2,5 + 1,8 = 4,3 моль/л. На образование 2 моль аммиака необходимо 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. Тем-пературный коэффициент скорости первой и второй реакции равны соответственно 2,5 и 3,0. Как будут относится скорости реакций, ес-ли 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 кон-центрации были равны ( моль/л) : азота - 1,5 ; водорода - 2,5; аммиака -0. Каковы концентрации азота и водорода при концентрации аммиа-ка 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.

19

94. Реакция идет по уравнению 4 NH3 + 5 O2 = 4 NO + 6 H2O. Как из-менится скорость реакции, если увеличить давление в 2 раза? Ответ: возрастет в 512 раз. 95. Реакция протекает по уравнению Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SO3 + S. Как изменится скорость реакции после разбавления реаги-рующей смеси в 4 раза ? Ответ: уменьшится в 16 раз. 96. Вычислите при какой температуре реакция закончится за 45 ми-нут, если при 293 К на это требуется 3 часа. Температурный коэффи-циент равен 3,2. Ответ:304,9 К . 97. На сколько градусов нужно повысить температуру, чтобы ско-рость реакции возросла в 90 раз ? Температурный коэффициент равен 2,7 . Ответ: 45,3 0 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 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 концентра-ция вещества А равна 0,2 моль/л. Константа равновесия реакции 0,5. Вычислите 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 темпе-ратуре установилось при концентрациях в моль/л : [ NO2] = 0,06 ; [NO] =0,24; [ O2] = 0,12. Определите константу равновесия и рассчи-тайте 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 равна 1 и для реакции было взято 1 моль углекислого газа и 3 моль водорода. От-вет: [ 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 охла-ждение реакционной смеси. Определите во сколько раз изменится

20

скорость реакции при охлаждении реакционной смеси с 40 до -10 градусов Цельсия , если температурный коэффициент реакции ра-вен 2.7 . Ответ : в 143,5 раза.

ТЕМА 6. КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРОВ И СПОСОБЫ ИХ ВЫ-РАЖЕНИЯ. 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 раство-ренного вещества содержится в 100 единицах массы раствора. Мас-совая доля безразмерная величина , ее выражают в долях единицы или в процентах : ω (x) =100 m (x)/ m , где ω( x ) - массо-вая доля в % растворенного вещества , г ; m - масса раствора , г. Масса раствора равна произведению объема раствора на его плот-ность m = V × ρ . Тогда ω(x) =m(x) / V × ρ ×100 %. 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 содержащаяся в 0.4 л раствора , ес-ли молярная концентрация раствора равна 0,25 моль / л . Решение . Молярная концентрация раствора ( молярность) пока-зывает количество растворенного вещества , содержащегося в 1 лит-ре раствора. Молярную концентрацию ( моль/ л ) выражают форму-лой где m(x) - масса растворенного вещества , г ; М - молярная масса растворенного вещества , г/ моль - объем раствора , л. М(НС1) = 36, 5 г/ моль. Масса НС1 , содержащегося 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 кон-центрация). Определите молярную концентрацию эквивалента хло-рида кальция, если в 0, 5 л раствора содержится 33, 3 г СаС12. Решение : Молярная концентрация эквивалента ( нормальность раствора) показывает число молярных масс эквивалентов растворен-ного вещества , содержащихся в 1 литре раствора ( моль/ л) : СН= m (x) /MЭ(x) × V , где m(x) -масса растворенного вещества , г ; МЭ(х) молярная масса эквивалента растворенного вещества , г/моль ; V - объем раствора , л . Молярная масса эквивалента СаСl2 равна МЭ (СаС12) = М (СаС12 )/ 2 = 111 / 2 = 55, 5 г/ моль. Молярная концен-

21

трация 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 , что-бы получить раствор, моляльность которого равна 0,5 моль/ кг ? Решение : Моляльность раствора Сm ( моль/ кг ) показывает коли-чество растворенного вещества , находящееся в 1 кг растворителя : Cm (x) = m(x) / M(x) × m , где m - масса растворителя , кг ; M(x) - мо-лярная масса растворенного вещества , г/ моль; m(x) - масса раство-ренного 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 растворенно-го вещества, содержащегося в 1 мл раствора: T (x) = m(x) / V, где m(x) - масса растворенного вещества в граммах ; V - объем раство-ра в мл. В 1 л 0,01н КОН содержится 0,561г гидроксида калия. Титр этого раствора равен - Т ( КОН ) = 0,561 / 1000 = 0, 000561 г / мл. Пример 6. Молярная доля растворенного вещества и растворителя в растворе. Рассчитайте молярные доли спирта С2Н5ОН и воды в растворе с массовой долей спирта 40 %. Решение: Молярная доля χ i вещества в растворе равна отноше-нию количества данного вещества к общему количеству всех веществ, содержащихся в растворе : χ i = ni / ∑ ni , где ∑ n i - коли-чество всех веществ, содержащихся 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 рас-творов из одних единиц в другие. Вычислите молярную концентрацию эквивалента, молярную кон-центрацию и моляльность раствора в котором массовая доля СаСО3 равна 5 %. Плотность раствора равна 1,12 г / мл. Решение: Определим молярную массу и молярную массу эквива-лента 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 кон-

22

центрация и молярная концентрация эквивалента относятся к 1 литру раствора, т.е. m = 1000 мл × 1,12 г / мл = 1120 г. В этой массе раство-ра содержится 1120 × 0,05 = 56г карбоната кальция. Молярная кон-центрация и молярная концентрация эквивалента соответственно 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 определить , в каком объеме раствора с массовой долей НС1 37, 23 % содержится 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 эквивалента и моляльность раствора серной кислоты с массовой долей Н2SO4 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 рас-твора объемом 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 полу-чить раствор соли с концентрацией СМ = 0,2 моль / л и плотно-стью 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 мас-сой 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 объемом 0,5 л с молярной концентрацией эквивалента СН ( Н3РО4) = 0, 1 моль / л , считая , что фосфорная кислота используется для получения гидрофосфата натрия ? Ответ : 4,17 мл.

23

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 иоди-да калия 1 литр которого содержит 0,0037 г иодида калия. Ответ : 0,02 моль/ л.

114. Водный раствор содержит 577 г серной кислоты в 1 литре. Плотность раствора 1,335 г/мл. Вычислите массовую долю, моляр-ную концентрацию, молярную концентрацию эквивалента, мояль-ность и молярные доли серной кислоты и воды в полученном рас-творе. 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 мо-ляльность 8н раствора азотной кислоты с плотностью 1,246 г / мл. Каковы молярные 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, моляльность 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 приготов-ления 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 раствора гидроксида натрия. Какова молярная концентрация экви-валента полученного раствора? 1,2 моль / л .

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

ТЕМА 7. ИОННЫЕ РЕАКЦИИ ОБМЕНА Пример 1. Составление молекулярно-ионных уравнений реакций обмена 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 необратимы и идут до конца в случае образования малорастворимых,

24

малодиссоциирующих и газообразных соединений. При составлении молекулярно-ионных уравнений подобные соединения записываются в виде молекул , а сильные электролиты в виде тех ионов , на кото-рые они диссоциируют: а) ВаС12 + К2SO4 = BaSO4↓ + 2 KCl ; Ba2+ + SO4

2- = 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 обмена , если среди исходных веществ есть малорастворимые и сла-бодиссоциирующие вещества. Напишите в молекулярно-ионном виде реакции взаимодействия между а) гидроксидом аммония и соляной кислотой ; б) гидроксидом цинка и гидроксидом калия ; в) гидроксидом цинка и соляной кисло-той.. Решение: Если исходными веществами реакции являются малодис-социирующие или малорастворимые вещества , то кроме реакций связывания тех или иных ионов этих электролитов протекают реак-ции постепенной диссоциации слабого электролита или перехода ио-нов малорастворимого электролита в раствор: а) NH4OH + HCl = NH4Cl + H2O ; NH4OH + H+ = NH+

4 + H2O ; 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 моле-кулярно-ионным уравнениям. Дано краткое молекулярно-ионное уравнение: CH3COO- + H+ = CH3COOH. Составьте к нему три возможных молекулярных уравне-ния. Решение: В левой части молекулярно-ионного уравнения указаны свободные ионы СН3СОО- и Н+. Эти ионы образуются при диссоциа-ции каких-либо растворимых сильных электролитов. Ионы СН3СОО- могут образовываться при диссоциации, например СН3СООК, CH3COONa, (CH3COO)2Mg ; донорами ионов Н+ могут быть любые сильные кислоты. Итак молекулярные уравнения реакций, которым отвечает данное молекулярно-ионное уравнение могут быть:

1. CH3COOK + HCl = CH3COOH + KCl ; 2. CH3COONa + HNO3 = CH3COOH + NaNO3 ;

25

3. (CH3COO)2Mg + H2SO4 = 2 CH3COOH + MgSO4 121. Напишите в молекулярно-ионной форме уравнения реакций, приводящих к образованию малорастворимых осадков, газов или малодиссоциированных соединений : a) Ba(OH)2 + H2SO4 = ; б) FeCl3 + NaOH =; в) Pb ( NO3)2 + KI = . 122. Напишите в молекулярно-ионной форме уравнения реакций, приводящих к образованию малорастворимых осадков , газов или малодиссоциированных соединений : a) HCl + Ba(OH)2 = ; б) AlBr3+ Ag NO3 = ; в) Na2S + H2SO4 =.

123. Напишите в молекулярно-ионной форме уравнения реакций , приводящих к образованию малорастворимых осадков, газов или малодиссоциированных 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 урав-нения реакций взаимодействия следующих веществ : а) K2S + HCl = ; б) H2SO4 + KOH = ; в) Pb( NO3)2 + NaI =.

127. Cоставьте молекулярные и молекулярно-ионные уравнения ре-акций взаимодействия между : а) нитратом бария и сульфатом натрия ; б) карбонатом натрия и серной кислотой ; цианидом ка-лия и азотной кислотой .

128. Составьте молекулярные и молекулярно-ионные реакции взаимодействия между : а) сульфатом меди и гидроксидом на-трия ; 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 выражаются 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 моле-кулярно-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 ре-акции взаимодействия между : а) гидроксидом хрома ( Ш ) и

26

серной кислотой ; б) метахромистой кислотой и гидроксидом ка-лия ; в) метафосфорной кислотой и гидроксидом стронция.

133. Можно ли приготовить раствор , содержащий одновременно следующие пары веществ : а) гидроксид цинка и гидроксид ка-лия ; б) гидроксид бария и соляную кислоту ; в) гидроксид же-леза (Ш) и гидроксид натрия. Представьте возможные реакции в молекулярном и молекулярно-ионном виде.

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

135. Можно ли приготовить раствор , содержащий одновременно следующие 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 уравнений гидролиза соли сильной кислоты и слабого основания. Напишите молекулярные и молекулярно-ионные уравнения гид-ролиза солей : а) нитрата аммония ; б) хлорида алюминия. Решение : а) при растворении в воде кристаллическая соль нит-рата аммония диссоциирует : NH4NO3 = NH +

4 + NO -3. При составле-

нии уравнений гидролиза в первую очередь необходимо определить ионы соли, cвязывающие ионы воды в малодиссоциирующее соеди-нение, т.е. ионы , обусловливающие гидролиз. В данном случае ио-ны NH +

4 связывает ионы ОН - образуя молекулы слабого основания NH4OH , что выражается следующим молекулярно-ионным уравне-нием 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 - ступеньчато , образуя гидроксо-ионы ( Al OH)2 , [ Al (OH)2 ] + и мо-лекулы Al(OH)3. Практически гидролиз соли ограничивается первой ступенью : Al 3+ + HOH = ( AlOH) 2+ + H + . В данном случае про-дуктами гидролиза являются основная соль и кислота : AlCl3 + HOH = AlOHCl2 + HCl Реакция раствора кислая , pH< 7. Пример 2. Составление молекулярного и молекулярно-ионного уравнений гидролиза соли сильного основания и слабой кислоты. Составьте молекулярные и молекулярно-ионные уравнения гидролиза солей : а) СН3СООК ; б) Na2CO3.

27

Решение: а) гидролиз соли СН3СООК обусловливают ионы СН3СОО- , связывая катионы Н + в слабодиссоциирующее соедине-ние - уксусную кислоту : 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 слабого основания и слабой кислоты. Напишите молекулярное уравнение гидролиза соли СН3СООNH4. Решение : Ионы соли СН3СОО - и NH+

4 взаимодействуют с ионами воды , 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 смешении растворов солей, взаимно усиливающих гидролиз. Составьте уравнение реакции, происходящей при смешении рас-творов солей Fe(NO3)3 и K2CO3. Решение : В растворе нитрата железа (Ш) гидролиз обусловливает катион Fe3+ : Fe3+ + HOH = Fe(OH)2+ + H + , а в растворе карбоната калия - анион СО2-

3 : CO2-3 + HOH = HCO-

3 + OH- . Гидролиз этих со-лей обычно ограничивается первой ступенью. При смешении этих солей ионы Н+ и ОН- взаимодействуют, образуя молекулы слабого электролита Н2О , который уходит из 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 следую-щих солей : 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 подтвердите ионно-молекулярными и молекулярными уравнениями. 138. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакций , протекающих при сливании растворов : а) нитрата алю-миния и сульфида натрия ; сульфата хрома и карбоната натрия.

28

139. Какие из пар солей в водных растворах взаимно усиливают гидролиз друг друга : а) AlCl3 и K2 S ; б) CrCl3 и К2СО3 ; в) FeCl3 и Na2SO3 . Составьте 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 ? Со-ставьте соответствующие молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций. 142. К растворам сульфата натрия , хлорида хрома , хлорида маг-ния , 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 гидролиза , происходящие при смешивании следующих пар раство-ров : а) нитрата хрома (Ш) и сульфида натрия ; б) сульфата меди (П) и карбоната калия . 144. Какие из солей : NaBr, Na2S, K2CO3, CoCl2 - подвергаются гидролизу ? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные урав-нения гидролиза солей.

145. Какое значение рН ( больше или меньше 7 ) имеют растворы солей Na3PO4 , K2S, CuSO4, ZnCl2 ? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей. 146. Почему растворы солей KF и K2S имеют щелочную , а рас-творы ZnSO4 и NH4NO3 кислую реакцию ? Ответ подтвердите ион-но-молекулярными и молекулярными уравнениями реакций.

147. Как будут действовать на изменение окраски лакмуса раство-ры солей K2S , KI , CuSO4, Cd (NO3)2 ? Ответ подтвердите уравне-ниями гидролиза этих солей. 148. Запишите уравнения реакций гидролиза и укажите характер среды для растворов следующих солей : а) сульфита натрия ; б) хло-рида 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 под-твердите уравнениями соответствующих реакций.

150. Написать в ионно-молекулярной и молекулярной форме урав-нения реакций гидролиза следующих солей и указать реакцию сре-

29

ды ( больше или меньше 7 ) : KOCl, CaCl2 , NaClO4 , KHCOO, KNO3, ZnBr2.

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

Табл. 2. Таблица вариантов контрольных заданий. Номер вариан-

та

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 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 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

30

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