эпоха - летняя сессия

Верхов нахватаетесь и думаете, что
можете быть студентами; нет,
господа, надо основательно изучать
предмет.
Л.Н. Толстой. Юность
Электронный экзаменатор
Э П О Х А
Летняя сессия
Примеры решения экзаменационных заданий

Составители
Г.М. Курдюмов,
Н.В. Свириденкова
МИСиС
Задание 1
Вопрос 1
Сколько неспаренных электронов в атоме d-элемента, входящего в состав минерала
энстатита (Fe,Mg)SiO3?
Решение. Из элементов, входящих в состав данного минерала, Mg относится к sэлементам, Si и О к к р-элементам, а Fe — к d-элементам. Судя по формуле, железо в
энстатите имеет степень окисления, равную +II.
Электронная формула FeII выглядит следующим образом:
1s22s22p63s23p63d6.
Здесь все подуровни полностью заполнены спаренными электронами, исключая 3dподуровень. Изобразим схематически его строение, не забывая о правиле Хунда:
↑↓ ↑
↑
↑ ↑
Легко видеть, что на 3d-подуровне атома FeII четыре неспаренных электрона.
Вопрос 2
После обработки меди реагентом Х выделился бесцветный газ Y и образовался голубой
раствор. При добавлении к нему соли Ba2+ наблюдается выпадение белого осадка, а в
результате обработки раствора реагентом Z он становится тёмно-синим. Какие вещества
участвовали в данных превращениях?
Решение. Все представленные в меню кислоты, за исключением концентрированной
HCl, способны перевести металлическую медь в раствор, голубой цвет которого
свидетельствует о наличии в нём ионов Cu2+. Выпадение белого осадка после обработки
раствора солью Ва2+ говорит о том, что для растворения Cu была использована H2SO4 конц.
― в отличие от сульфата нитрат бария хорошо растворим в воде. Следовательно,
выделившийся при растворении меди бесцветный газ представляет собой SO2.
Голубой раствор сульфата меди способен стать тёмно-синим, если его обработать
раствором аммиака NH3. В этом случае образуется комплексный ион тетраамминмеди (II)
[Cu(NH3)4]2+.
Вопрос 3
К раствору KMnO4 добавили раствор K2SO3, в результате выпал тёмно-коричневый
осадок. Определите реакцию среды в исходном растворе. Составьте уравнение реакции и
укажите коэффициент при H2O.
Решение. Очевидно, что в этой реакции перманганат калия KMnO4 является
окислителем, а сульфит калия K2SO3 ― восстановителем. Как известно, в зависимости от
реакции среды перманганат-ион способен восстанавливаться по-разному:
 в кислотной среде до иона Mn2+ (растворы его солей бесцветны);
 в нейтральной среде до диоксида марганца (MnO2 представляет собой тёмнокоричневый осадок);
 в щелочной среде до манганат-иона MnO42― (он окрашивает раствор в зелёный
цвет).
Судя по наблюдениям, в данном случае реализуется второй вариант, и реакция среды в
исходном растворе нейтральная, т.е. рН = 7.
Для составления уравнения реакции воспользуемся методом полуреакций. Уравнения
последних здесь выглядят следующим образом:
MnO4― + 2Н2О + 3ē = MnO2↓ + 4ОН―
SO32― + Н2О − 2ē = SO42― + 2H+
2
3
После суммирования и соответствующих преобразований получим:
2MnO4― + 3SO32― + Н2О = 2MnO2↓ + 3SO42― + 2ОН―.
Наконец, переходим к молекулярному уравнению:
2КMnO4 + 3К2SO3 + Н2О = 2MnO2↓ + 3 К2SO4 + 2КОН.
Итак, искомый коэффициент при Н2О равен 1.
Вопрос 4
Соединение некоторого металла М состава Na2MO4 способно вступать в реакции:
— с Ba(NO3)2, образуя BaMO4;
— с H2SO4 конц., образуя MO3;
— с HCl конц., образуя MCl3.
Какой металл — Cr, Fe, Mn, Ta или W — принимает участие в этих процессах?
Решение. Прежде всего исключим из приводимого перечня тантал. В соответствии с его
положением в Периодической системе высшая степень окисления Tа равна +V, так что
соединения указанного состава образовать он просто не может.
Для выбора подходящего металла составим таблицу, включающую продукты
возможных реакций, опираясь на известные химические свойства перечисленных элементов.
Соединение
металла
Na2CrO4
Ba(NO3)2
BaCrO4 ↓
Реагент
HCl конц.
CrCl3
Na2FeO4
BaFeO4 ↓
FeCl3
Na2MnO4
BaMnO4 ↓
MnCl2
Na2WO4
BaWO4 ↓
H2WO4 ↓
H2SO4 конц.
CrO3 ↓
Оксид Fe(VI)
не получен
Оксид Mn(VI)
не получен
H2WO4 ↓
В этой таблице выделенное голубым цветом не соответствует поставленным в вопросе
условиям. Легко видеть, что искомым металлом является Cr .
Вопрос 5
При термическом разложении нитрата серебра выделяется бурый газ и образуется
черный остаток. Составьте уравнение протекающей при этом реакции.
Решение. Выделяющийся при разложении нитрата серебра AgNO3 бурый газ
представляет собой диоксид азота NO2. При термическом разложении солей благородных
металлов (Au, Ag, Pt и др.) в остатке обычно находим данный свободный металл в
мелкодисперсном состоянии — в нашем случае чёрный порошок Ag.
Понижение степени окисления серебра (с +I до 0) и азота (с +V до +IV) свидетельствует
о том, что третий элемент в составе исходной соли обязан повысить свою степень окисления.
Иными словами, последний продукт рассматриваемого процесса — это молекулярный
кислород О2.
Составление уравнения протекающей реакции не представляет труда:
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2↑ + O2↑.
Вопрос 6
Определите массу осадка, образовавшегося в результате растворения 27 г сплава (41%
Ti, 34% Ni, остальное Sn) в соляной кислоте с последующей обработкой раствора кадмием.
Решение. При растворении данного сплава в раствор переходят ионы Ti3+, Ni2+ и Sn2+.
Сопоставив табличные значения стандартных электродных потенциалов φ˚ соответствующих
окислительно-восстановительных систем со стандартным электродным потенциалом
системы Cd2+/Cd (φ˚ = ─0,40 В), делаем вывод о том, что обработка полученного раствора
кадмием приведёт к восстановлению только Ni2+ и Sn2+.
Содержание этих металлов в исходном сплаве составляет 100 ─ 41 = 59%. Отсюда
находим, что их общая масса и, следовательно, масса полученного осадка равна 27 ∙ 0,59 =
16 г.
Вопрос 7
Содержание тетраидомеркурата (II) калия и иодида калия в некотором растворе
составляет 0,1 моль/л и 16,6 г/л, соответственно. Вычислите концентрацию ионов Hg2+
(константа нестойкости комплекса равна 2 ∙ 10–30).
Решение. Определим молярную концентрацию С иодида калия с учётом того, что его
молярная масса равна М(КI) = 39 + 127 = 166 г/моль:
С = 16,6 / 166 = 0,1 моль/л.
В водном растворе тетраиодомеркурат (II) калия почти полностью диссоциирует по
следующей схеме:
K2[HgI4] = 2K+ + [HgI4]2–.
Дальнейшая диссоциация комплексной частицы будет протекать уже в незначительной
степени:
[HgI4]2–
Hg2+ + 4I–.
Это равновесие количественно характеризуется константой нестойкости комплекса:
[Hg2+] [I–]4
Kн = ————— = 2 ∙ 10–30.
[ [HgI4]2–]
Обозначим искомую концентрацию ионов Hg2+ через x. Значения концентрации ионов
[HgI4]2– и I– практически совпадают с концентрацией тетраиодомеркурата (II) калия и иодида
калия, каждая из которых составляет 0,1 моль/л. Подставляем эти величины в предыдущее
уравнение:
x ∙ (0,1)4
Kн = ———— = 2 ∙ 10–30.
0,1
Проведя несложные вычисления, приходим к выводу, что искомая концентрация ионов
Hg составляет 2 ∙ 10–27 моль/л.
2+
Вопрос 8
ПДК ионов Ni2+ в воде составляет 0,1 мкг/мл. Во сколько раз надо разбавить 0,017 М
раствор хлорида никеля (II) перед сливом в канализацию?
Решение. Определим концентрацию никеля (II) в растворе в мкг/мл. С учётом того, что
M(Ni2+) = 59 г/моль, в 1 л раствора содержится 59 ∙ 0,017 = 1 г, или 10 6 мкг никеля (II).
Соответственно, в 1 мл его будет находиться в 1000 раз меньше, т.е. 103 мкг/мл.
Очевидно, достигнуть предельно допустимой концентрации (ПДК) Ni2+ можно, если
исходный раствор NiCl2 разбавить в 103 / 0,1 = 104 раз.
Задание 2
Вопрос 1
Сравните атомные радиусы элементов, подставив между их символами > , < или ≈ :
rY или rRu;
rPr или rTm;
rNb или rTa.
Решение. Иттрий Y и рутений Ru относятся к d-элементам 5-го периода, а лантаноиды
празеодим Pr и тулий Tm — к f-элементам 6-го периода. С ростом порядкового номера
внутри периода как у d-, так и у f-элементов радиус атома уменьшается (у лантаноидов
данное явление называется «лантаноидным сжатием»). Это можно объяснить тем, что в
периоде заряд ядра атома растёт, а валентные электроны размещаются на одних и тех же
внешних уровнях и подуровнях. В результате притяжение ядром таких электронов,
определяющих размеры атома, возрастает. Следовательно, в соответствии с положением
указанных элементов в Периодической системе rY > rRu и rPr > rTm.
Ниобий Nb и тантал Ta являются d-элементами VB подгруппы. Для элементов,
расположенных в одной подгруппе Периодической системы, обычно наблюдается
увеличение атомного радиуса, так как внешние электроны здесь располагаются на орбиталях
всё большего размера, что определяется ростом номера последнего уровня. Так, у ниобия
атомный радиус выше, чем у первого представителя данной подгруппы ― ванадия. Однако,
при переходе от Nb к Ta радиус атома практически не меняется, что является следствием
лантаноидного сжатия. Дело в том, что суммарный эффект снижения величины атомного
радиуса при возрастании заряда ядра у лантаноидов на 14 единиц является существенным и
проявляется в понижении значения радиусов атомов d-элементов, непосредственно
расположенных за лантаноидами. По этой причине rNb ≈ rTa.
Вопрос 2
Металлический порошок содержит медь, железо и вольфрам. Предложите реагенты для
последовательного растворения компонентов смеси.
Решение. Суть задания в том, чтобы последовательно получить три раствора, каждый из
которых содержит только один из указанных металлов. Вспомним, что железо, в отличие от
меди и вольфрама, способно реагировать с соляной кислотой по схеме
Fe + HCl → FeCl2 + H2↑.
Поэтому при обработке порошка соляной кислотой в раствор перейдёт только железо.
По окончании реакции отфильтруем раствор, содержащий FeCl2, а осадок, представляющий
собой смесь меди и вольфрама, обработаем разбавленной азотной кислотой, с которой будет
реагировать только медь:
Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO↑ + H2O.
Так мы получим второй раствор, содержащий нитрат меди (II). В осадке остаётся
вольфрам, устойчивый по отношению к любой отдельно взятой кислоте, но могущий быть
растворённым в смеси азотной и фтороводородной (плавиковой) кислот, чему способствует
комплексообразование. Реакция идёт по схеме
W + HNO3 + HF → H2[WF8] + NO↑ + H2O.
Последний полученный раствор содержит комплексную октафторовольфрамовую
кислоту.
Вопрос 3
Укажите, в какой области находятся значения рН водных растворов следующих солей:
KVO3, Н2[Pt(CN)6], TiBr3 (меньше, больше или равно 7).
Решение. Ответ на данный вопрос будет зависеть от того, какие основания и кислоты
образовали каждую из данных солей, что определяет характер их гидролиза и реакцию
среды:
 метаванадат калия образован сильным основанием КОН и слабой метаванадиевой
кислотой HVO3 — в растворе данной соли среда щелочная и рН > 7;
 гексацианоплатинат (IV) калия является солью сильного основания и кислоты
Н2[Pt(CN)6], которая, как и все комплексные кислоты, относится к сильным
электролитам — значит, в растворе этой соли среда нейтральная и рН = 7;
 бромид титана (III) образован слабым основанием (сильные основания только у
щелочных и щелочноземельных металлов) и сильной бромоводородной кислотой
— следовательно, в растворе TiBr3 среда кислотная и рН < 7.
Вопрос 4
Определите,
для
какого
из
перечисленных
ниже
соединений,
где
комплексообразователь находится в своей высшей степени окисления, эквивалент равен
трети его относительной молекулярной массы:
 гексафтороцирконат калия;
 гептафторониобат калия;
 дитиосульфатоаргентат натрия;
 сульфат гексаааминкобальта.
В ответе приведите значение эквивалента.
Решение. В указанных соединениях комплексообразователем являются атомы dэлементов. Как правило, высшая степень окисления для них равна номеру группы
Периодической системы, где они располагаются. Исключение составляют элементы IB и
VIIIB подгрупп. В связи с этим высшая степень окисления циркония и ниобия должна быть
соответственно равна +IV и +V. Что касается серебра и кобальта, то значения их высшей
степени окисления связаны с конкретными химическими соединениями этих металлов и
составляют +I и +III, соответственно. Исходя из этого, координационные формулы
соединений должны выглядеть следующим образом:
K2[ZrF6];
K2[NbF7];
Na3[Ag(S2O3)2];
[Co(NH3)6]2(SO4)4.
Эквивалент солей, в том числе комплексных, равен относительной молекулярной массе
соли, делённой на суммарный заряд катионов (или анионов). Легко видеть, что
поставленному условию удовлетворяет третья комплексная соль — дитиосульфатоаргентат
(I) натрия, чья относительная молекулярная масса составляет Мr = 3 · 23 + 108 + 4 · 32 + 6 ·
16 = 401. Эквивалент этого соединения в реакциях обмена равен 401 / 3 = 134.
Вопрос 5
Вычислите степень диссоциации нитрата кадмия в его 0,2 М растворе, если в 10 мл
этого раствора содержится 8,4 · 1020 ионов кадмия.
Решение. В водном растворе нитрат кадмия диссоциирует по уравнению
Cd(NO3)2 = Cd2+ + 2NO3–.
Значения концентрации соли С и ионов кадмия связаны со степенью диссоциации α
нитрата кадмия формулой α = [Cd2+] / С. Вычислим молярную концентрацию ионов кадмия.
Прежде всего рассчитаем число молей ионов Cd2+ в 10 мл раствора:
N
8,4 · 1020
n = —— = ————— = 1,4 · 10–3 моль.
NA
6,02 · 1023
Естественно, в 1 л раствора число молей ионов кадмия будет в 100 раз больше, т.е.
[Cd2+] = 0,14 моль/л. Следовательно, искомая степень диссоциации равна α = 0,14 / 0,2 = 0,7,
или 70%.
Вопрос 6
При взаимодействии с соляной кислотой образца марганца, имеющего массу 1,65 г,
температура раствора возросла на 7,9 °С. Вычислите значение энтальпии данной реакции
(кДж/моль Mn), если масса полученного раствора 200 г, а удельная теплоёмкость 4,18
кДж·кг–1·К–1.
Решение. Рассчитаем количество выделившейся в результате реакции теплоты, которое
равно произведению удельной теплоёмкости раствора с, его массы m (кг) и повышения
температуры системы ΔТ:
Q = cmΔТ = 4,18 · 0,2 · 7,9 = 6,6 кДж.
Для определения теплового эффекта процесса растворения 1 моля марганца (его
молярная масса равна 55 г/моль) обратимся к следующей пропорции:
1,65 г Mn — 6,6 кДж
55 г Mn — x
———————————
x = (55 · 6,6) / 1,65 = 220 кДж.
Таким образом, энтальпия данной экзотермической реакции составляет ΔН = –220
кДж/моль Mn.
Вопрос 7
Найдите массу иодида гексаамминникеля (II), если газ, который выделяется при его
термическом разложении, занимает при 60 °С и давлении 80 кПа объём 82,8 л.
Решение. Составим
комплексного соединения:
уравнение
реакции
термического
[Ni(NH3)6]I2 = 6NH3↑ + NiI2.
разложения
указанного
Приведём объём образовавшегося аммиака к нормальным условиям, используя
известное уравнение PV / T = P0V0 / T0:
PV T0
80 кПа · 82,8 л · 273 К
V0 = ——— = —————————— = 53,8 л.
TP0
(273 + 60) К · 101 кПа
Отсюда можно определить количество выделившегося газа, которое составляет 53,8 /
22,4 = 2,4 моль. Далее, с учётом коэффициентов уравнения реакции находим число молей
исходного соединения:
n([Ni(NH3)6]I2) = 1/6 n(NH3) = 2,4 / 6 = 0,4 моль.
Остаётся подсчитать массу иодида гексаамминникеля (II), молярная масса которого
равна M([Ni(NH3)6]I2) = 59 + 6 · 17 + 2 · 127 = 415 г/моль:
m([Ni(NH3)6]I2) = n([Ni(NH3)6]I2) · M([Ni(NH3)6]I2) = 0,4 · 415 = 166 г.
Вопрос 8
Рассчитайте массу газа, образовавшегося при смешивании водных растворов
эквивалентных количеств карбоната натрия и сульфата хрома (III), масса которого
составляет 9,8 г.
Решение. Карбонат натрия представляет собой соль сильного основания и слабой
кислоты, а сульфат хрома (III) ― соль слабого основания и сильной кислоты.
Взаимодействие таких солей в водном растворе приводит к протеканию совместного
гидролиза, который заканчивается выпадением в осадок слабого основания и образованием
слабой кислоты либо, как в данном случае, продуктов её разложения.
При использовании эквивалентных количеств реагентов массу продуктов реакции
можно рассчитать по уравнению
Cr2(SO4)3+ 3Na2CO3 + 3H2O = 2Cr(OH)3↓ + 3CO2↑ +3Na2SO4.
В этой реакции из 1 моля сульфата хрома (III), чья молярная масса равна
М(Cr2(SO4)3) = 2 · 52 + 3 · 32 + 12 · 16 = 392 г/моль, образуется 3 моля углекислого газа
(М(CO2) = 12 + 2 · 16 = 44 г/моль). Составим пропорцию:
392 г Cr2(SO4)3 ― 3 · 44 г CO2
9,8 г Cr2(SO4)3 ―
x
——————————————
x = (9,8 · 3 · 44) / 392 = 3,3 г CO2.
Итак, масса выделившегося углекислого газа составляет 3,3 г.
Задание 3
Вопрос 1
Определите, какое из перечисленных веществ способно вступить в реакцию
диспропорционирования: AuBr3, HfOCl2, La(NO3)3, UO2Cl2, VOCl2.
Решение. В реакциях диспропорционирования элемент, меняющий свою степень
окисления, одновременно выступает в роли и окислителя, и восстановителя. При этом часть
его атомов принимает электроны, понижая свою степень окисления, а другая их отдаёт, что
приводит к её повышению. Естественно, для реализации такого процесса необходимо, чтобы
элемент находился в промежуточной степени окисления.
С этих позиций проанализируем значения степени окисления элементов в
перечисленных соединениях, опираясь на их положение в Периодической системе и
информацию о химических свойствах данных элементов. Особое внимание обратим на
переходные металлы, которым зачастую свойственно разнообразие степеней окисления
(например, у ванадия их пять: 0, +II, +III, +IV, +V). Легко видеть, что в первых четырёх
соединениях эти металлы пребывают в своих высших степенях окисления. Следовательно, в
реакцию диспропорционирования может вступить только хлорид диоксованадия (IV) VOCl2.
Вопрос 2
Составьте формулу комплексного соединения, образующегося при действии избытка
гидроксида натрия на раствор сульфата хрома (III). Укажите атомы, являющиеся донорами,
тип гибридизации атомных орбиталей комплексообразователя и геометрическую структуру
комплексной частицы.
Решение. Выпадающее в осадок при обработке щёлочью соли хрома (III) его основание
является амфотерным гидроксидом, который способен растворяться в избытке раствора
едкого натра, образуя гидроксокомплекс:
Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6].
При возникновении координационной связи в роли донора выступают
предоставляющие неподелённые электронные пары атомы лигандов. Очевидно, что здесь это
атомы кислорода. Число таких связей равно координационному числу атома
комплексообразователя — хрома (III), который в соответствии со своим электронным
строением
3d
4s
4p
↑ ↑ ↑
использует для этого 6 вакантных орбиталей. Согласно приведённой схеме при образовании
гексагидроксохромат(III)-иона происходит d2sp3-гибридизация атомных орбиталей Cr (III).
Гибридные орбитали направлены к вершинам правильного восьмигранника, обеспечивая
октаэдрическую структуру комплексной частицы.
Вопрос 3
Определите, какое уравнение реакции является ошибочным:
AgNO3 + KI = AgI + KNO3;
2CuSO4 + 4KI = 2CuI + I2 + 2K2SO4;
FeCl3 + 3KI = FeI3 + 3KCl;
Hg(NO3)2 + 4KI = K2[HgI4] + 2KNO3.
Решение. Среди продуктов каждой из данных реакций находим соединение иода с
металлом. Как известно, иодид-ион I– относится к числу активных восстановителей, поэтому
он химически несовместим с атомами металлов, легко переходящих в более низкую степень
окисления. В нашем случае это касается третьего уравнения реакции, где фигурирует
несуществующее соединение — иодид железа (III). В действительности эта реакция
протекает следующим образом:
2FeCl3 + 6KI = 2FeI2 + I2 + 6KCl.
Вопрос 4
Укажите суммарный спин электронов в атоме переходного металла, входящего в состав
одного из продуктов реакции между перманганатом калия и нитритом калия в нейтральной
среде.
Решение. Данная реакция идёт по уравнению
2KMnO4 + 3KNO2 + H2O = 2MnO2↓ + 3KNO3 + 2KOH.
Среди продуктов реакции к соединениям переходных металлов относится диоксид
марганца, где последний имеет степень окисления +IV. Электронная формула MnIV выглядит
следующим образом:
1s22s22p63s23p63d3.
Здесь все подуровни полностью заполнены спаренными электронами, и их суммарный
спин должен быть равен нулю. Единственным исключением является 3d-подуровень.
Изобразим схематически его строение, руководствуясь правилом Хунда:
↑
↑
↑
Суммарный спин трёх электронов и атома MnIV в целом должен составлять ½ + ½ + ½ =
1,5.
Вопрос 5
Определите процентное содержание ниобия в феррониобии, полученном в результате
полного восстановления смеси 80 кг Fe2O3 и 133 кг Nb2O5.
Решение.
Феррониобий
(сплав
Fe−Nb)
получают
алюминотермическим
восстановлением смеси оксидов железа и ниобия. Подсчитаем значения их молярных масс:
М(Fe2O3) = 2 · 56 + 3 · 16 = 160 г/моль;
М(Nb2O5) = 2 · 93 + 5 · 16 = 266 г/моль.
Для определения массы железа, перешедшего в феррониобий, составим следующую
пропорцию:
160 г Fe2O3 — 112 г Fe
80 кг Fe2O3 —
x
——————————————
x = (80 · 112) / 160 = 56 кг Fe.
Точно также находим массу ниобия в сплаве:
266 г Nb2O5 — 186 г Nb
133 кг Nb2O5 —
x
——————————————
x = (133 · 186) / 266 = 93 кг Nb.
Таким образом, полученный феррониобий имеет массу 56 + 93 = 149 кг, и содержание
ниобия в нём составляет 93 / 149 = 0,624, или 62,4%.
Вопрос 6
Никелевая пластина погружена в раствор хлорида никеля (II), степень диссоциации
которого равна α = 67%. Электродный потенциал этой системы составляет φ = –0,28 В. Чему
равна нормальность раствора?
Решение. Для решения этой задачи обратимся к уравнению Нернста в его упрощённой
форме:
0,06
φ = φº + —— lg [Ni2+].
2
Подставляя в уравнение табличное значение стандартного электродного потенциала
данной системы (φº(Ni2+/Ni) = –0,25 В), находим концентрацию ионов Ni2+, которая
составляет 0,1 моль/л. Молярную концентрацию соли С определяем из очевидного
соотношения
С = [Ni2+] / α = 0,1 / 0,67 = 0,15 моль/л.
Для солей подобного типа нормальная концентрация в два раза выше молярной.
Иными словами, искомая величина равна 0,3 г-экв/л.
Вопрос 7
В результате карботермического восстановления оксида железа (II) поглотилось 390
кДж теплоты и выделилось 56 л (н.у.) оксида углерода (II), чья энтальпия образования
составляет –110 кДж/моль. Чему равна энтальпия образования оксида железа (II)?
Решение. Карботермическое восстановление — это высокотемпературный процесс
взаимодействия соединения металла с углеродом, приводящий к получению свободного
металла. В рассматриваемом случае эта реакция идёт по уравнению
FeO(т) + C(т) = Fe(т) + CO(г), ΔН > 0.
Для определения энтальпии реакции ΔН обратимся к пропорции:
56 л СО — 390 кДж
22,4 л СО — ΔН
———————————
ΔН = (22,4 · 390) / 56 = 156 кДж/моль.
Далее воспользуемся следствием из закона Гесса, в соответствии с которым энтальпия
данной реакции равна разности энтальпий образования СО и FeO — с учётом того, что
энтальпии образования простых веществ равны нулю:
156 = –110 – ΔНf(FeO).
Отсюда легко подсчитать значение энтальпии образования оксида железа (II), которое
составляет ΔНf(FeO) = –266 кДж/моль.
Вопрос 8
Рассчитайте массу образца нитрида самария, в котором содержится 1 моль электронов.
Решение. Самарий Sm принадлежит к семейству лантаноидов и проявляет
единственную устойчивую степень окисления +III; азот N в нитридах находится в своей
низшей степени окисления –III. Следовательно, формула нитрида самария SmN.
Общее число электронов в атоме равно порядковому номеру элемента в Периодической
системе, т.е. 62 и 7 у атомов самария и азота, соответственно. Одна молекула нитрида
самария содержит 69 электронов, а 1 моль SmN с массой 150 + 14 = 164 г/моль — 69 молей
электронов. Очевидно, что 1 моль электронов находится в образце данного соединения с
массой 164 / 69 = 2,38 г.