Экзаменационные задачи 1. При взаимодействии 0,0300 г

Экзаменационные задачи
1. При взаимодействии 0,0300 г некоторого металла с водой выделилось
18,26 мл водорода (750 мм рт. ст., 20°С). Определите металл.
2. Вычислите энтальпию реакции:
Na2SO4(к) + 10H2O(ж) = Na2SO4⋅10H2O(к),
если известно, что энтальпия растворения безводной соли Na2SO4
составляет –2,31 кДж/моль, а энтальпия растворения кристаллогидрата
Na2SO4⋅ 10H2O(к) составляет 79,79 кДж/моль.
3. Вычислите энтальпию растворения кристаллогидрата MgSO4⋅ 7H2O, если
известны энтальпия растворения безводного сульфата магния, равная
–91,65 кДж/моль, и энтальпия гидратации MgSO4, то есть энтальпия
реакции:
MgSO4(к) + 7H2O(ж) = MgSO4⋅ 7H2O(к),
равная –103,39 кДж/моль.
4. Энтальпия растворения кристаллогидрата MgCO3⋅5H2O составляет –6,78
кДж/моль. Энтальпия гидратации безводной соли по реакции:
MgCO3(к) + 5H2O(ж) = MgCO3⋅5H2O(к),
составляет –42,02 кДж/моль. Вычислите энтальпию растворения
безводного карбоната магния.
5. Константа равновесия реакции: CaCO3(к) ↔ CaO(к) + CO2(г) при 600С
ْ
–3
◦
равна 5·10 . Рассчитайте константу равновесия при 1000 С, если
энтальпия реакции равна 178,2 кДж/моль. В какую сторону сместиться
равновесие реакции при повышении температуры?
6. Константы равновесия реакции: Fe3O4(к) + 4C(к) ↔ 3Fe(к) + 4CO(г) при
600ْС и 800ْС равны соответственно 2,02·10–4 и 6,85·103. Экзотермическая
или эндотермическая эта реакция. В какую сторону сместится
равновесие данной реакции при повышении температуры? Рассчитайте
по приведенным данным ∆rS и ∆rН.
7. Константы равновесия реакции: C(к) + CO2(г)↔ 2CO(г) при 400ْ С, 600ْС и
800ْС равны соответственно 6,0·10–5, 7,0·10–2 и 5,95. Рассчитайте по
приведенным данным ∆rS и ∆rН. В какую сторону сместится равновесие
реакции при повышении температуры?
8. Вычислите стандартную энтальпию образования аммиака по тепловым
эффектам реакций:
2H2 + O2 = 2Н2Oж
∆rΗ1 = –571,6 кДж
∆rΗ2 = –1530 кДж
4NH3 + 3O2= 2N2 + 6H2Oж
9. Рассчитайте энтальпию реакции Салмаз→ Сграфит, если известно, что
энтальпии реакций сгорания графита и алмаза соответственно равны
–393,5 кДж и –395,3 кДж.
10. Определите температуру, при которой возможно восстановление
водородом оксида железа (III) до свободного металла при стандартных
2
состояниях веществ. Зависимостью ∆rΗ° и ∆rS° от температуры можно
пренебречь.
o
o
o
Вещество
∆ f H 298
кДж/моль
∆ f G 298
кДж/моль
S 298
Дж/K⋅моль
Fe2O3
–822,2
–740,3
H2(г)
0
0
Fe(к)
0
0
H2O(г)
–241,8
228,6
11. Определите константу равновесия реакции
N2O4(г)⇔ 2NO2(г) при 400 K
o
o
Вещество
кДж/моль
кДж/моль
∆ f H 298
∆ f G 298
87,4
130,5
27,2
188,7
o
S 298
Дж/K⋅моль
N2O4(г)
9,6
98,4
303,8
NO2(г)
33,4
51,5
240,2
12. В каком направлении будет протекать процесс 2NO2(г) )⇔ 2NO(г) + O2(г)
при 500 K и стандартных состояниях всех веществ? Рассчитайте
константу равновесия данного процесса.
o
o
o
Вещество
∆ f H 298
кДж/моль
∆ f G 298
кДж/моль
S 298
Дж/K⋅моль
NO(г)
NO2(г)
O2(г)
90,2
33,4
0
86,6
51,5
0
210,6
240,2
205,0
13. При увеличении концентрации вещества А в 1,6 раза скорость реакции
возросла в 2,9 раза. Каков порядок реакции по веществу А?
14. Для реакции 2NОг + 2H2,г = N2,г + H2Oг при 904°С получены следующие
экспериментальные данные:
С(NО), моль/л
С(H2), моль/л
Скорость появления
N2
моль/л c
0,420
0,122
0,136
0,210
0,122
0,0339
0,210
0,244
0,0678
0,105
0,488
0,0339
Определите порядок реакции по каждому реагенту, напишите кинетическое
уравнение реакции. Определите константу скорости при температуре 904°С.
15. Во сколько раз возрастет скорость реакции, имеющей энергию активации
190 кДж/моль при увеличении температуры от 120° до 180°.
16. Разложение N2O5(г) ⇔ 2N2O4(г) + ½ O2(г) является реакцией I порядка.
Константы скорости реакции при 293 K и 323 K равны 1,72⋅10–5 и
7,59⋅10–4 с–1. Напишите кинетическое уравнение реакции и рассчитайте
ее энергию активации.
17. Реакция термического разложения этана является реакцией I порядка.
3
При 823 K константа скорости равна 2,5⋅105 с–1, при 903 K—141,5⋅105 с–1.
Рассчитайте
энергию
активации
данной
реакции
и
предэкспоненциальный множитель.
18. Реакция А(г) + B(г) = D(г) имеет I порядок по компоненту А и I порядок по
компоненту В. Начальная концентрация компонентов А и В
соответственно равны 0,04 и 0,06 моль/л соответственно. Константа
скорости при 25°С 0,3 л/моль⋅с. Запишите кинетическое уравнение
данной реакции, найдите ее энергию активации и константу скорости
при температуре 45°С. Предэкспоненциальный множитель равен 2,7⋅105.
19. Во сколько раз изменится скорость реакции при 400 K, если катализатор
изменит энергию активации от 120 до 50 кДж?
20. Рассчитайте ионную силу и активность иона Н+ в растворе, содержащем
0,005 молей HCl и 0,001 молей CaCl2 в 1 литре.
21. В 0,05 М растворе HCN степень диссоциации равна 1,26⋅10–4. Найдите
рН этого раствора и константу диссоциации HCN.
22. Рассчитайте, как изменится значение рН 0,1 М раствора HCN при
разбавлении в 10 раз (Kд(HCN) = 6,16⋅10–10).
23. Смешали 100 мл 0,01 М раствора уксусной кислоты и 20 мл 0,05 М
раствора соляной кислоты. Рассчитайте степень диссоциации уксусной
кислоты в этом растворе (Kд(СH3COOH) = 1,8⋅10–5).
24. Сколько г ацетата натрия нужно растворить в 1 л 0,1 М раствора
уксусной кислоты, чтобы получить раствор с рН равным 5. Изменением
объема раствора можно пренебречь.
25. Рассчитайте рН раствора, содержащего в 1 л 0,05 моль NH3 и 0,025 моль
NH4Cl.
26. Найдите концентрацию ионов Br– в насыщенном растворе HgBr2, если
его ПР = 6,2⋅10–20.
27. Сколько г кристаллического PbCl2 можно растворить в 1 л 0,1 М
раствора NaCl (ПР(PbCl2) = 1,7⋅10–5).
28. Определите, выпадет ли осадок при сливании 300 мл 0,001 М раствора
Sr(NO3)2 и 600 мл 0,0001 М раствора Na2SO4 (ПР(SrSO4) = 3,44⋅10–7).
Считая, что образовавшийся осадок находится в коллоидном состоянии,
напишите строение мицеллы. Укажите знак заряда (±) коллоидной
частицы.
29. Рассчитайте рН насыщенного раствора Ca(OH)2 и энергию Гиббса
реакции растворения Ca(OH)2 в воде при 298 К (ПР(Ca(OH)2) = 5,02⋅10–6).
30. Рассчитайте степень гидролиза по первой ступени и рН 10–3 М раствора
Al2(SO4)3 (Kд3(Al(OH)3) = 1,26⋅10–9).
31. Учитывая только I ступень гидролиза, рассчитайте концентрацию
раствора AlCl3 рН которого равен 3,5 (Kд3(Al(OH)3) = 1,26⋅10–9).
32. Рассчитайте концентрацию водного раствора KCN, если его рН равен 10
4
(Kд(HCN) = 6,16⋅10–10).
33. Рассчитайте эдс гальванического элемента, состоящего из 2 цинковых
электродов, если концентрации соли составляют 0,1 М у одного
электрода и 10–4М у другого электрода. E o
Zn 2+
= −0,76 В
Zn
34. Рассчитайте константу равновесия реакции: Ti3+ + Mg → Mg2+ + Ti, если
o
E Ti
3+
Ti
o
= –1,37 В, а E Mg
2+
= −2,37 В .
Mg
35. Рассчитайте константу равновесия и эдс реакции:
Pb2+ + Zn → Zn2+ + Pb
o
при концентрациях ионов Zn2+ и Pb2+ 0,01 моль/л. E Zn
2+
o
E Pb
2+
= −0,76 В ,
Zn
= −0,13 В .
Pb
36. Рассчитайте электродный потенциал полуреакции
ClO4– +8H+ +8e = Cl– + 4H2O
при рН равном 3 и концентрациях ионов ClO4– 0,01 моль/л и Cl–
0,005 моль/л.
Стандартный
электродный
потенциал
o
EClO
, H+
4
= 1,39 В .
Cl -
37. Рассчитайте концентрацию ионов Mn2+, если электродный потенциал
полуреакции MnO4– +8H+ +5e = Mn2+ + 4H2O составляет 1,261 В, рН = 3,
а концентрация ионов MnO4– 0,01 моль/л. E o
MnO -4 , H +
= 1,51 В
Mn 2+
38. Смешали равные объемы 2 М раствора K2Cr2O7, 0,4 М раствора CrCl3,
2 М раствора HCl и 0,2 М раствора Cl2. Напишите уравнение реакции и
o
= 1,33 В , E Cl
2
рассчитайте ее ∆Е. E o
Cr2 O 72- , H +
Cr 3+
= 1,36 В .
2Cl
-
39. Вычислите электродный потенциал серебра в насыщенном растворе
Ag2CrO4. E o
Ag +
= 0,80 В , ПР(Ag2CrO4) = 1,12⋅10–12.
Ag
40. Вычислите ПР Ag2S при 298 K, если стандартный электродный
потенциал серебра в насыщенном растворе Ag2S равен –0,65 В
(концентрация S2– = 1М). E o
Ag +
= 0,80 В .
Ag
41. Выпадет ли осадок, если к 10 мл 0,001 М раствора нитрата свинца
прилить 20 мл 0,0002 М раствора сульфида натрия? Для расчета
воспользуйтесь термодинамическими данными
5
Вещество или ион
o
∆ f H 298
кДж/моль
o
∆ f G 298
кДж/моль
–100
–0,9
32,6
–99
–24,4
85,40
PbS
Pb2+(р)
S2–(р)
o
S 298
Дж/K⋅моль
91
13,0
–14,5
42. Определите константу равновесия реакции:
2FeCl3 + H2S ⇔ 2FeCl2 + S↓ + 2HCl
и сделайте вывод, пойдет ли реакция в стандартных условиях.
o
E Fe
3+
Fe
2+
= 0,77 В , E oS
H 2S
= 0,14 В
43. Вычислите концентрации ионов Cl–, [Co(NH3)6]3+, [Co(NH3)5H2O]3+ в
0,01 М растворе соли [Co(NH3)6]Cl3, если константа равновесия
процесса: [Co(NH3)6]3+ + H2O ⇔ [Co(NH3)5H2O]3+ + NH3 равна
0,25⋅10–5.
44. При какой концентрации ионов S2– выпадет осадок из 0,001 М раствора
соли [Cd(NH3)6]Cl2, содержащего аммиак в концентрации 2 моль/л.
β([Cd(NH3)6]2+) = 3,98⋅104; ПР(CdS) = 3,6⋅10–29
45. Константа устойчивости комплексного иона [Cd(CN)4]2– составляет
7,1⋅1018. Вычислите концентрацию ионов S2–, при которой начнется
выпадение осадка CdS из 0,05 М раствора K2[Cd(CN)4], содержащего
KCN в концентрации 0,1 моль/л. ПР(CdS) = 3,6⋅10–29
46. Определите константу устойчивости комплексного иона [Hg(CN)4]2–,
если известно:
Hg2+ + 2e = Hg
Ε° = 0,85 В
2–
–
[Hg(CN)4] + 2e = Hg + 4CN
Ε° = –0,37 В
Число Фарадея F = 96500 Кл/моль.
47. Определите стандартный электродный потенциал реакции (CCN– = 1 М)
[Ag(CN)2]– + e = Ag + 2CN– ,
если известен стандартный электродный потенциал реакции:
Ag+ + e = Ag
Ε° = 0,80 В
и константа устойчивости комплексного иона [Ag(CN)2]– β = 7,1⋅1019.
Число Фарадея F = 96500 Кл/моль.
48. Определите стандартный электродный потенциал реакции:
Zn2+ + 2e = Zn,
если известен стандартный электродный потенциал реакции:
[Zn(CN)4]– + 2e = Zn + 4CN–
Ε° = –1,26 В
и константа устойчивости комплексного иона [Zn(CN)4]2– β = 7,7⋅1016.
Число Фарадея F = 96500 Кл/моль.
6