Сборник заданий для СРС по дисц Общая и неорганическая химия

СБОРНИК ЗАДАНИЙ
ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ СТУДЕНТОВ
ПО ДИСЦИПЛИНЕ «ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ»
Уфа 2009
Федеральное агентство по образованию
Государственное образовательное учреждение высшего
профессионального образования
«Уфимский государственный нефтяной технический университет»
СБОРНИК ЗАДАНИЙ
ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ СТУДЕНТОВ
ПО ДИСЦИПЛИНЕ «ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ»
Учебное пособие
под общей редакцией профессора Сыркина А.М.
Уфа 2009
УДК 54(07)
ББК 24.1 я7
С 23
Утверждено Редакционно-издательским советом УГНТУ
в качестве учебного пособия
Авторы: Л.Е.Салова, Ю.И.Пузин, О.Б.Чалова, М.Н.Назаров, Л.Н.Зорина,
А.Т.Чанышева, Ф.Н.Латыпова, Л.З.Рольник, М.А.Молявко, Л.Г.Сергеева,
О.И.Михайленко, С.Б.Денисова, О.Ф.Булатова, Ф.Б.Шевляков
Рецензенты:
Доктор химических наук, зав.кафедрой химии БГПУ им.М.Акмуллы,
профессор И.М.Борисов
Кандидат химических наук зав.кафедрой «Общая химия» УГАЭС
доцент И.П.Журкина
Сборник заданий для самостоятельной работы студентов по дисциплине «Общая и неорганическая химия»:учеб. Пособие/Л.Е.Салова и др.; под общ. ред.
А.М.Сыркина. - Уфа: Изд-во УГНТУ, 2009.- 163с.
ISBN 978-5-7831-0904-1
Настоящее учебное пособие является сборником заданий для самостоятельной работы студентов первого курса нехимических специальностей. Оно
включает задания в виде вопросов и задач, примеры решений, варианты заданий и списки рекомендуемой литературы к каждой теме сборника.
УДК 54(07)
ISBN 978-5-7831-0904-1
ББК 24.1 я7
© Уфимский государственный нефтяной
технический университет, 2009
©Салова Л.Е., Ю.И.Пузин, Л.З.Рольник, О.Б.Чалова, М.Н.Назаров, Л.Н.Зорина,
А.Т.Чанышева,Ф.Н.Латыпова,М.А.Молявко,
Г.Сергеева, О.И.Михайленко,
С.Б.Денисова, О.Ф.Булатова, Ф.Б.Шевляков, 2009
Содержание
Задание 1 по теме «Строение вещества»
Задание 2 по теме «Термохимия. Направление химических реакций»
Задание 3 по теме «Химическая кинетика и равновесие»
Задание 4 по теме «Растворы»
Задание 5 по теме «Растворы электролитов»
Задание 6 по теме «Гидролиз солей»
Задание 7 по теме Окислительно-восстановительные
реакции. Электрохимия»
Задание 8 по теме «Классификация неорганических
веществ. Свойства»
Задание 9 по теме «Комплексные соединения»
Задание 10 по теме «Свойства элементов и их
соединений»
4
24
37
49
74
87
96
106
118
139
ЗАДАНИЕ 1 ПО ТЕМЕ "СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА"
Таблица 1 Варианты домашнего задания по теме «Строение вещества
Номер
варианта
I
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
Задание 1. по теме «Строение
атома»
порядковый
номер элмента
21
31
41
51
22
32
42
52
23
33
43
53
24
34
44
58
24
35
45
55
26
38
46
56
27
номер электрона в
атоме
(1, 3, 10, 15,
20)
(4,7,21,29,30)
(2, 6, 12 31, 40)
(5.П, 18, 37, 47)
(9, 13, 19, 21,
22) 16, 27, 31,
(10,
32)
(14, 21, 28, 33,
39) 10, 15,
(5,
(20,26)
4, 8, 12, 17, 22)
(17, 21, 23, 29,
32) 14, 24, 34,
(4,
43) 11, 17, 23,
(5,
(8,12, 20, 21,
51)
24)
(3, 7, 13, 20, 32)
(7, 14, 19, 25, 43)
(8. 18, 28, 38. 48)
(7, 12, 16, 20, 25)
(3, II, 19, 31, 34)
(6, 16, 26, 36, 45)
(21, 23, 27, 37,
(7, 9, 21, 23, 26)
48)
(31, 33, 35, 37,
(14, 24, 34, 44,
38)
(12, 23, 35, 48,
46)
(3, 13, 17, 21,
54)
26)
Задание 2 по теме «Ковалентная химическая
связь и строение молекулярных частиц»
2.1
CF 4 ; SiF 6 2 NF3; ICl4+
H 2 O 2 ; PCI 6 SO 3 ; PO4 3CH 3 С00Н; PF3 CL 2
HNO2; C2 H6O
CH3CH2OH; SO2
CHCl3 ; SO42HClO3 ; CO32CIO2-; SCl4
H2Se; COCl2
AsH 3 ; NO 2
SiCl4; H 2 SO 3
SCI2; HNO 2
SOCl2; HNO3
KClO3; SO 3 2-;
H2SO4; C 2 H 3 F
SO2; HNO 3
Na2SO3; HClO 4
CH 3 С00Н; IBr 3
CH 3 CH 2 С00Н; SiF62-;
P4O10; BrF5
C2H2 ; SF6
H 2 CO 3 ; CH 3 СООNa
HCCl3 ;CH 2 CICH 2 СI
Задание 3 «Межмолекулярное взаимодействие и свойства веществ»
2.2
3.1
N2; O2
F2; O22H 2 ; CO
NO; О2
NО + ; C 2
F2+; B2
NО - ; Cl2
HHe; O2+
CIF; Be2+
N2- ; FO
NО+; Li2+
O2+;He2
CN-; N2
F2 -; O2
H2-; HCl
C2; CO+
He2+; O2+
Ne2+; Cl2
HHe+; O 2+
CO;NH
O 2+; Cl2
H2-; NONO+; C 2
He2+; Ne2+
HHe; N2+;
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
3.2
Ar; Cu
CCl4; CaCl2
S8; Mg
P4; CuCl2
C2H2Cl2 ; W
NH3; Li3N
FeCl3 ; Fe
CH3OH; SiO2
CH2O; MgO
C2H5OH; K2SO4
CH3COOH; SiC
CH2Cl2 ; Ni
COF2 ; MgF2
Ti; TiCl2
HF; KF
BF3 ; BN
CH3CHO; Cr
COCl2 ; KCl
HCOOH; Ne
Ni; NiCl2
C2H4Cl2 ; V
Br2; KBr
CHCl3 ; Zn
CH3NH2; Ag
SiF4; Na2S
1 ЗАДАНИЕ 1 ПО ТЕМЕ: «СТРОЕНИЕ АТОМА»
1.1 Напишите электронно-графическую формулу атома элемента с указанным порядковым номером. Впишите в таблицу значения квантовых чисел, характеризующих электроны в основном состоянии: (в задании указаны номера
электронов в порядке заполнения атомных орбиталей)
Номер
Значение квантовых чисел
электрона n
l
ml
ms
Какие из четырех квантовых чисел определяют энергию электрона в атоме?
Какие из них характеризуют форму орбитали и её расположение в пространстве?
1.2 а) Укажите тип элемента (s-, p-, d-, f-), он относится к металлам или
неметаллам? Укажите валентные электроны атома данного элемента. Каковы его
валентные возможности?
б)Если возбужденные состояния возможны для данного атома, то запишите
их с помощью электронных формул. Если невозможны - объясните почему.
в) Сколько неспаренных электронов имеется в атоме в основном состоянии и
сколько – в возбужденном состояниях? Сколько вакантных орбиталей имеется в
атоме в основном и возбужденном состояниях?
г) Определите высшую и низшую степени окисления атома данного элемента. Какие свойства - окислительные, восстановительные или и те и другие - будет
проявлять атом в высшей, низшей и других степенях окисления?
1.3
Какие ионы может образовать атом данного элемента? Запишите их
электронные формулы. Как изменяются их ионные радиусы? Приведите примеры
изоэлектронных частиц.
1.4
Проанализируйте характер изменения первых пяти энергий (потенциалов) ионизации на основании изменения заряда частицы и её радиуса. Запишите схемы происходящих процессов. Подтвердите, по возможности, выводы
справочными значениями энергий ионизации.
1.5 а) Определите электронные аналоги элемента и составьте их электронные формулы.
б) Запишите общую электронную формулу валентных электронов для
элементов данной подгруппы. Чем объяснить сходство в химических свойствах этих элементов?
в) Как изменяются свойства атомов элементов одной подгруппы (радиусы, энергия ионизации, энергия сродства к электрону, электроотрицательность, окислительно-восстановительные свойства)? Подтвердите свои
выводы справочными данными.
1.6
Как изменяются свойства (см.п.1.5) атомов данного элемента по
сравнению с элементами-соседями по периоду? Свои выводы, по возможности,
подтвердите справочными данными.
1.7 Рассчитайте эффективный заряд ядра ( Zэфф) для внешнего электрона
атома данного элемента. Произведите аналогичные расчеты для элементовсоседей по периоду и по подгруппе и сделайте соответствующие выводы о характере изменения Zэфф в периоде и по подгруппе. Как сказывается это изменение на
свойствах атомов?
6
Пример решения задания 1.
Вам выдано домашнее задание в виде нескольких чисел, например, 20
(2,4,6,18,19). Первая цифра означает номер элемента в Периодической системе.
Следовательно, элемент №20 -кальций, химический символ "Са". Цифры в скобках указывают номера электронов в оболочке атома калъция, состояние которых
надо охарактеризовать с помощью четырех квантовых чисел. Теперь переходим к
выполнению задания 1 по пунктам 1 - 6.
Решение:
1.1 Запишем электронно-графическую формулу атома элемента №20,
найдем и подчеркнем указанные в задании пять электронов в его оболочке (пользуясь правилом Гунда):
а) полная электронная формула: 20Ca 1s2 2s2 2p63s23p64s2
б) краткая электронная формула: 20Ca [Ar]4s2
в) электронно-графическая формула
4s
3s
2s
1s
2p
3p
4p
19
18
*e
4
2
Определим квантовые числа для заданных электронов в атоме кальция и составим
таблицу 2.
Таблица 2- Значения квантовых чисел для электронов в атоме кальция.
Значения квантовых чисел
Номер
электрона
n
l
ml
ms
2
1
0
0
-1/2
4
2
0
0
-1/2
6
2
1
0
+1/2
18
3
1
+1
-1/2
19
4
0
0
+1/2
При определении ml исходим из предположения, что орбитали каждого
подуровня заполняются в порядке увеличения ml от наименьшего отрицательного
значения к наибольшему положительному, т.е. при l=1 ml изменяется [–1,0.1],
следовательно, для p-подуровня
-1
px
0
1
py
Pz
,
для d-подуровня
-2
-1
0
1
2
При определении ms условно принимаем направление стрелочки вверх за
положительное значение спинового квантового числа, то есть ms= + ½; вниз - за
отрицательное, то есть ms = - l/2.
7
1.2 Существует четыре типа элементов s-, p- ,d- f- . Валентные электроны
– это электроны внешнего электронного слоя, а также неспаренных электронов предвнешнего подуровня, который заполняется в данном атоме. Таким
образом, валентные электроны Са – 4s2 , и следовательно, Са - s- элемент, металл.
В основном состоянии кальций о-валентен, так как не имеет неспаренных электронов. Возбуждение возможно, так как на внешнем уровне есть вакантные орбитали: 20Са* 1s22s22p63s23p64s14p1.
Ca*…4s
4р
В возбужденном состоянии атом кальция содержит два неспаренных электрона, поэтому в соединениях кальций двухвалентен.
Таблица 3- Валентные возможности атома кальция
Показатель
Основное состояние
Число неспаренных
нет
Число вакантных орбиталей
15(4px4py4pz;4d; 4f)
Высшая степень окисления
Низшая степень окисления
0
Возбужденное состояние
2
14 (4py 4pz; 4d; 4f)
+2
-
1.3 Характерные степени окисления элементов, его валентности и наиболее
устойчивые ионы, которые он может образовать, определяются конфигурацией
валентных электронных слоев. Атом кальция может образовать только ион Са 2+,
так как на внешнем слое у него только 2 валентных электрона. Его электронная
формула 1s22s22р63s23р6; ионный радиус составляет 0.97А.
Изоэлектронными являются частицы, имеющие одинаковую электронную конфигурацию. Поэтому изоэлектронными по отношению к иону Са 2+ будут
следующие частицы:
19
К+
1s22s22p63s23p6
18
Аг
ls22s22p63s23p6
17
Cl1s22s22p63s23p6
16
S2ls22s22p63s23p6
21
Sс3+
1s22s22p63s23p6
22
Ti4+
1s22s22p63s23p6
При ответе на этот вопрос для d– и f- элементов, полезно просмотреть учебную литературу по химии элементов.
1.4 Запишем схемы процессов последовательного отрыва пяти электронов
от атома кальция, которым соответствуют первые пять энергий (потенциалов)
ионизации:
Са° - е = Са+
I1 = 6.11 эВ
+
2+
Са - е = Са
I2 = 11.87 эВ
2+
3+
Са - е = Са
I3 = 51.0 эВ
8
Са3+ - е = Са4+ I4 = нет данных
Са4+ - е = Са5+ I5 = нет данных
С отрывом каждого последующего электрона увеличивается заряд частицы
от 0 до +5 и уменьшается её радиус, так как при одном и том же заряде ядра число
электронов убывает, и оставшиеся сильнее притягиваются к ядру. Поэтому каждый последующий потенциал больше, чем предыдущий. Резкое увеличение потенциала ионизации происходит при отрыве электрона с внутреннего уровня,
например, сравним I3 = 51,0эВ >> I2 = 11,87эВ.
1.5 Электронными аналогами являются элементы, имеющие подобные
конфигурации валентных электронных слоев. Они могут быть описаны общей электронной формулой и являются элементами одной подгруппы Периодической системы.
Электронные аналоги кальция: Be, Mg, Sr, Ba, Ra. Общая электронная формула валентных электронов: Э ...ns2. Все элементы - металлы, относятся ко 2
группе, главной подгруппе. Радиусы атомов элементов с увеличением заряда ядра
в подгруппе (в направлении сверху вниз) увеличиваются, энергия ионизации,
сродство к электрону, электроотрицательность в этом направлении уменьшается,
восстановительная способность увеличивается (таблица 4).
Таблица 4- Изменение свойств атомов элементов одной подгруппы
Элемент
Атомные радиу- Энергия Энергия сродства Электроотрицательность
сы,
ионизации
к е Е, эВ
(по Полингу)
rат. Ао
I1, эВ
Be
1,13
9,32
0,19
1.5
Mg
1,60
7,64
-0,32
1.2
Са
1,95
6,11
1,0
Sr
2,15
5,69
1,0
Ва
2.21
5,21
0,9
Rа
2,35
5,28
1.6 Элементами-соседями кальция по периоду являются К и Sс. Их свойства
приведены в таблице 5.
Таблица 5- Изменение свойств атомов элементов одного периода
Свойства
Элементы
+
К (К )
Ca(Ca2+)
Атомные радиусы, А0
2,31
1,97
0
Ионные радиусы, А
1,33
0,97
Энергия ионизации I1, эВ
4,34
6,11
Энергия сродства к е , эВ
0,82
Электроотрицательность
(по Полингу)
0,80
1
увеличиваются окислительные свойства ионов
увеличиваются восстановительные свойства металлов
Sc(Sс3+)
1,6
0,81
6,54
1,3
9
1.7 ZЭфф = (Z - S), где Z - заряд ядра, S- постоянная экранирования. Существуют
эмпирические правила, позволяющие оценить постоянную экранирования для
любого электрона в атоме:
а) электроны на более высоких энергетических уровнях, чем рассматриваемый электрон, не дают никакого вклада в экранирование;
б) каждый электрон, находящийся на том же энергетическом уровне, что и
рассматриваемый электрон, дает вклад 0,35 в постоянную экранирования;
в) каждый электрон на предшествующем внутреннем энергетическом
уровне вносит в постоянную экранирования вклад 0.85; однако, если рассматриваемый электрон относится к d- или f-типу, вклады от электронов предшествующего уровня считаются равными 1,00;
г) вклады в постоянную экранирования от электронов, находящихcя на более глубоких энергетических уровнях, полагаются равными 1,00.
Пример 1. Определить Zэфф для внешнего электрона 6sI атома Cs.
Решение:
2 2
6 2
6 2
10
6 2
I0
6 I
55Cs Is 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s
Zэфф = 55 - (8*0.85) - (46 · 1,00)= +2.2
Пример 2. Определить Zэфф для внешнего электрона атома Ca.
Решение:
2 2
6 2
6 2
20Са ls 2s 2p 3s 3p 4s
Zэфф = 20 - (1·0,35) - (8·0,85) - (I0· 1,00) = +2,85
ЗАДАНИЕ 2 ПО ТЕМЕ:
«КОВАЛЕНТНАЯ ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ
МОЛЕКУЛЯРНЫХ ЧАСТИЦ»
2.1 Опишите строение предложенных в варианте задания молекул и
молекулярных ионов по методу валентных связей (МВС).
а) Составьте структурную формулу.
б) Определите геометрию молекулы (молекулярного иона) по методу
отталкивания валентных электронных пар.
в) Определите полярность связей и полярность молекулярной частицы.
г) Объясните, как образуются связи:
- укажите, какие связи (σ, π) в молекулярной частице;
- механизм образования (обменный или донорно-акцепторный);
- из каких частиц (атомов, ионов) формируется молекулярная частица;
- составьте электронно-графические формулы валентных электронов (в
основном и возбужденном состояниях);
- определите тип гибридизации атомных орбиталей центрального атома;
- составьте схему перекрывания атомных орбиталей, при образовании
σ – связей;
- опишите, как образуются π- связи.
Пример
Описать строение молекулы NH3 по методу валентных связей (МВС).
10
Решение: Составим электронные формулы атомов.
7N
2
2
1s 2s 2p
3
2
3
валентные электроны 2s 2p ;
2s22p3
1
1H
1s
1
валентный электрон
1s
Атом азота имеет три неспаренных электрона и четыре валентные атомные
орбитали. Возбужденное состояние для него энергетически невыгодно, так как в
валентном уровне нет свободных орбиталей. Валентность атома азота в соединениях может быть 3 или максимально – 4. У атома водорода один неспаренный
электрон и его валентность в соединениях только 1.
Атом N является центральным, вокруг которого координируются атомы Н.
Можно записать структурную формулу молекулы NH3.
H
H
N : - неподеленная пара электронов
H
Атом азота находится в основном состоянии. Три неспаренных электрона
образуют три ковалентные σ- связи по обменному механизму. В образовании связей у атома азота принимают участие одна s-орбиталь и три p-орбитали (с учетом
неподеленной пары электронов). Следовательно, должна наблюдаться sp3- гибридизация валентных атомных орбиталей атома азота.
σ-Связи N-H образуются по обменному механизму перекрыванием sp3гибридных атомных орбиталей атома азота и 1s-орбиталей атомов водорода.
sp3 –Гибридные атомные орбитали ориентированы из центра тетраэдра к его
вершинам, под углом 109°28'. Одна из вершин «тетраэдра» (в направлении неподеленной электронной пары) остается свободной. Таким образом, молекула NH3
имеет геометрическую форму треугольной пирамиды, вершиной которой является
атом азота, а в основании находятся атомы водорода. Валентный угол между связями HNH должен составлять 109°28'.
3 - связи
ЭО N = 3,0
N
ЭОн = 2,1
H
H
ЭО = 3,0 - 2,1 = 0,9 , связи полярные
H
Степень ионности связи N-H находим на основании таблиц 6 и 7. Чем выше
различие в ЭО, тем в большей степени cвязь приближается к ионной. Например,
для связи Н-F: ΔЭО = 4-2,1=1,9; следовательно, связь полярно-ионная на 50%.
Рассчитаем ионность связи N-H. Значение ∆ЭО=0,9 находится между значениями
11
0,6 и 1,2. Разница 1,2-0,6=0,6 единиц, разница степени ионности: (25 – 7 = 18).
Разница ∆ЭО в нашем случае: (0,9 - 0,6 = 0,3). На разность ∆ЭО = 0,3 приходится
разность степени ионности, рассчитанная по пропорции:
0,6 - 18
х=9.
0,3 - х
Прибавляем 9 к меньшему значению 7 и получаем степень ионности связи
N-H: (7 + 9=16%).
Так как σ -связи молекулы полярные и молекула NH3 имеет несимметричное строение, то суммарный дипольный момент молекулы не равен 0 (μ≠0), т.е.
молекула NH3- полярная и ее можно представить, как диполь, в котором избыточный отрицательный заряд находится на азоте, а положительный на атомах водорода.
Теоретический валентный угол HNH (без учета гибридизации) равен 900, но
так как наблюдается sp3-гибридизация, валентный угол должен приблизиться к
109°28', справочные данные -107°.
Таблица 6- Определение степени ионности связи
ΔЭО
0
0,6
1,2
1,8
Степень ионности связи, %
0
7
25
47
2,2
2,6
61
74
Таблица 7- Относительные электроотрицательности элементов (по Полингу)
Н
2,2
Li
1,0
Nа
0,93
K
0,82
Rb
0,82
Cs
0,79
Be
1,6
Mg
4,3
Ca
1,0
Sr
0,9
Ba
0,9
Sc
1,4
Y
1,2
Ti
1,5
Zr
1,5
V
1,6
Nb
1,6
Cr
1,7
Mo
2,2
Mn
1,6
Tc
-
Fe
1,8
Ru
2,2
Co
1,9
Rh
2,3
Ni
1,9
Pd
2,2
Pt
2,3
Cu
2,0
Ag
1,9
Au
2,5
Zn
1,6
Cd
1,7
Hg
2,0
В
1,8
Al
1,6
Gd
1,8
In
1,6
Tl
2,0
C
2,5
Si
1,9
Ge
2,0
Sn
1,8
Pb
2,3
N
3,0
P
2,2
As
2,2
Sb
2,0
Bi
2,0
O
3,4
S
2,6
Se
2,6
Te
2,1
PO
-
F
4,0
Cl
3,2
Br
3,0
I
2,7
Геометрия основных типов молекулярных структур приведена в таблице 8
Таблица 8-Геометрия основных типов молекулярных структур
Число стереоактивных
электр. пар
1
1
Расположение
электронных
пар
2
линейное
Число связывающих электр. пар
3
2
Число не- Геометрия мо- Примеры
поделенлекулы
ных пар
4
0
5
линейная
=Х=
линейная
X
6
СO2, N2O, HCN
12
Продолжение
1
2
2
треугольное рав- 3
ностороннее
3
4
0
5
плоская
треугольная
6
SO3, BF3, СН2О
CO32-,NO3-
Х
2
1
изогнутая
SO2, NO2-
Х
3
тетраэдрическое
4
0
тетраэдрическая
CH4, NH4+ SO42BF4 -
X
3
2
1
2
тригональная
пирамидальная
Х
изогнутая
X
4
тригональное би- 5
пирамидальное
0
тригональная
бипирамидальная
NH3, ClO3-, SO32PCl3 H3O+
H2O ClO2PCl5
SbCl5
X
5
октаэдрическое
4
1
«ходульная»
X
SF4
TeCl4
3
2
Т-образная
X
ClF3
BrF3
2
6
3
0
линейная
октаэдрическая
XeF2
J3SF6 SiF2- PF6 -
X
5
1
пирамидальная
квадратная
X
BrF5,ХeOF4, SbCl5
4
2
плоская
квадратная
X
BrF4 -, ХeF4
2.2 Строение молекул и ионов по методу молекулярных орбиталей (МО)
Рекомендуемая последовательность описания молекул по методу МО:
а) Постройте энергетические диаграммы для исходных атомов.
Составьте электронно-графические формулы валентных электронов атомов (ионов), образующих молекулярную частицу.
б) Определите атомные орбитали (АО), при перекрывании которых образу-
13
ются МО. Следует помнить, что не любое перекрывание АО ведет к образованию
МО. Для этого необходимо учитывать расположение АО в пространстве и разность энергий АО, образующих МО. Не могут эффективно перекрываться АО,
разность энергий которых больше 15-20 эВ (таблица 9).
Таблица 9 - Разность энергий между атомными 2s - и 2р-орбиталями:
Li
Be
B
C
N
O
F
эв 1,85 3,36 5,75
8,77 12,39 16,53 21,54
E2р-E2s кДж
моль
178 324
554
846
1195
1595
2078
в) Составьте энергетическую диаграмму молекулярных орбиталей для молекулярной частицы.
г) Распределите валентные электроны по молекулярным орбиталям в соответствии с принципом Паули, правилом Гунда и принципом наименьшей энергии.
д) Составьте электронную формулу для молекулярной частицы.
е) Рассчитайте порядок связи. Ответьте, существует ли такая частица и
устойчива ли она?
ж) Сравните энергию ионизации молекулярной частицы и исходных атомов
(ионов).
з) Предскажите, какие свойства – парамагнитные или диамагнитные – проявляет молекулярная частица?
Пример. Описать строение молекулярного иона N2+ по методу МО
Решение:
а) Электронно-графические формулы валентных электронов исходных атома N и
иона N+ (рисунок 1).
AO(N +)
Px Py Pz
AO(N)
Px Py Pz
2p
F 2s-2
2s
Рисунок 1 - Энергетическая диаграмма исходных частиц
б) Связи в молекулярных частицах образуются за счет взаимодействия
внешних валентных атомных орбиталей 2s и 2р подуровней. Атомные орбитали
Is-подуровня и МО, образованные ими, не учитываются и на диаграмме не указаны (рисунок 2).
При перекрывании 2s орбиталей образуются σ2s связывающая, σ2s* разрых-
14
ляющая МО(σ2s*).
Из 2Рх АО образуются σ2px связывающая и σ2px* разрыхляющая МО. Но так
как ΔЕ2s-2p имеет небольшое значение 11,4 эВ, следует учесть взаимодействие 2s
АО одного атома и 2РхАО второго атома. Это взаимодействие понижает энергию
σ2s орбиталей и повышает анергию σ2px орбиталей. При перекрывании 2рy АО
образуются π2рy и π2py* МО, а из 2pz такие же по энергии, но различно располо*
женные в пространстве π2pz и π2pz МО.
в). Энергетическая диаграмма образования молекулярного иона N2+ из атомных
(рисунок 2)
AO(N+)
MO(N2+)
AO(N)
Рисунок 2
г) Распределите электроны на МО в соответствии:
- с принципом Паули (на МО не может быть более 2-х электронов, причем с разными значениями спиновых квантовых чисел);
- с правилом Гунда (МО с одинаковой энергией заполняются последовательно по
одному электрону с одинаковыми значениями спиновых чисел);
- с принципом наименьшей энергии (первой заполняется МО с наименьшей энергией).
д) Электронная формула для молекулярного иона N2+ указывает распределение
электронов по молекулярным орбиталям:
2
2
N2+[КК(σ2s)2(σ2s*)2(π2py) (π2pz) (σ2px)1],
где КК- обозначение внутренних электронных слоев.
е) Порядок (кратность) связи рассчитывается по формуле:
Порядок связи =
1
(NeсвязМО –Neразр.МО),
2
где Neсвяз МО – число электронов на связывающих молекулярных орбиталях;
Neразр.МО –
число электронов на разрыхляющих молекулярных орбиталях.
15
Порядок связи (N2+) =
1
(7-2) = 2,5.
2
Чем больше порядок связи, тем устойчивее частица. Если порядок связи больше
нуля, частица может существовать.
ж) Энергия ионизации – энергия, которую необходимо затратить для отрыва
наименее прочно связанного электрона от частицы в основном состоянии.
В ионе N2+ внешним электроном и наименее прочно связанным является
электрон на «верхней» связывающей МО- (σ2px). Энергия связывающей МО
меньше, чем энергия исходных АО, поэтому энергия ионизации молекулярного
иона N2+ больше энергии ионизации исходных атома N и иона N+.
Если в молекулярной частице «верхней занятой» МО является разрыхляющая МО, энергия ионизации молекулярной частицы меньше энергии ионизации
исходных атомов (ионов).
з) Магнитные свойства молекулярной частицы определяются наличием неспаренных электронов.
Если неспаренных электронов нет, частица не обладает собственным магнитным моментом, не взаимодействует с магнитным полем, и является диамагнитной.
Если в молекулярной частице есть неспареные электроны, она обладает парамагнитными свойствами.
Молекулярный ион N2+ обладает парамагнитными свойствами, так как у него есть один неспаренный электрон.
ЗАДАНИЕ 3 ПО ТЕМЕ:
«МЕЖМОЛЕКУЛЯРНЫЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ И СВОЙСТВА ВЕЩЕСТВ»
Раздел 3.1
3.1 Проанализируйте влияние сил межмолекулярного взаимодействия
на свойства веществ (решите задачу с указанным номером).
Задачи
3.1.1 Чем отличается взаимодействие между атомами или молекулами за счет
вандерваальсовых сил от химического взаимодействия?
3.1.2 За счет, каких связей может осуществиться взаимодействие между молекулами:
а) Н2 и О2;
H2 и Н2О;
б) NF3 и BF3; HCl и HCl;
г) HF и HF
N2 и N2?
3.1.3 Определите, для какого из перечисленных веществ характерна
наибольшая энергия ориентационного и дисперсионного взаимодействия:
Свойство
He
Дипольный
мо- 0
мент, μ, Д
поляризуемость,А0 0,20
Ar
0
CO
0,12
HCl
1,03
NH3
1,5
H2O
1,84
1,63 1,99
2,63
2,21
1,48
16
3.1.4 Чем объяснить близость температур кипения азота (-195,8°С), кислорода (-1830, С) и фтора (-187,9° С)?
Почему намного отличается от них температура кипения хлора (-34° С) ?
3.1.5 Можно ли образование водородных связей между молекулами рассматривать как результат ориентационного взаимодействия сильнополярных молекул?
3.1.6 Между молекулами каких веществ могут образовываться водородные
связи: HF, HI, H2O, H2Te, NH3, PH3, CH4, SiH4?
3.1.7 Объясните различие во вкладе отдельных видов межмолекулярного
взаимодействия в общую энергию этого взаимодействия для приведенных веществ. Проанализируйте зависимость температуры кипения этих веществ от энергии их межмолекулярного взаимодействия.
Молекулы
Энергия межмолекулярного взаимодействия, кДж/моль
ориентационное
индукционное
дисперсионное
общая
Аr
СО
HCl
NH3
H2O
0
0
3,31
13,31
36,38
8,50
8,75
21,14
29,60
47,31
0
0
1,00
1,55
1,93
8,50
8,75
16,83
14,74
9,00
Т.кип.,К
76
81
188
239
373
3.1.8 Чем объяснить разную энергию водородных связей, образуемых молекулами различных веществ? Сравните:
Связь:
F - H...FО - Н...ОN - H...NO - H...NЕ, кДж/молъ:
25,12-33,5
12,6-29,3
12,6-20,93 16,75-29,3
3.1.9 Какие из перечисленных явлений можно объяснить формированием
прочной водородной связи: 1) кальций взаимодействует с водородом с образованием гидрида кальция; 2) реакция хлора с водородом имеет цепной характер;
3)температура кипения Н2О выше, чем Н2S; 4) температура кипения C7H16 выше,
чем C3H8? Дайте обоснованный ответ.
3.1.10 Объясните причину различия межъядерных расстояний водородкислород в решетке льда (1 и 1,5 А0) и в димере уксусной кислоты ( 1 и 2,76 А ).
3.1.11 Объясните закономерности в изменении температур плавления простых веществ: а) в ряду галогенов; б) в ряду простых веществ, образуемых элементами II периода.
3.1.12 Как и почему изменяются температуры плавления и кипения в ряду
инертных газов? Какое вещество и почему имеет самую низкую температуру кипения и плавления?
3.1.13 Объясните, почему температура плавления Н2О значительно выше
температуры плавления HF (-83°С), хотя дипольный момент молекулы Н2О
(1,84Д) меньше, чем молекулы HF (1,91 Д).
3.1.14 Проанализируйте влияние межмолекулярной водородной связи на
температуру кипения:
а)
гидридов р-элементов V группы;
17
б)
гидридов р-элементов VI группы;
в)
гидридов р-элементов VII группы.
3.1.15 Почему происходит резкий скачок в температурах кипения при переходе от галогенида Ш группы к галогениду IV группы:
NaF;
MgF2;
AlF3;
SiF4;
PF5;
SF6
Т.кип.,°С 1700
2260
1257
- 95
-85
-64
3.1.16 Чем вызвано увеличение температура кипения и теплоты испарения
(ΔНиспар) с ростом порядкового номера элемента - благородного газа?
He
Ne
Аг
Кг
Xe
Rn
Т.кип.,К:
4,2
27
87
120
165
211
ΔНиспар,кДж/моль: 0,084
1,80
6,53
9,04
16,79
16,79
3.1.17 Температуры кипения указанных веществ возрастают монотонно.
Объясните это явление.
а)
ВF3
BCI3
ВВг3
Т. кип,К:
172
286
364
б)
NF3
PF3
AsF3
Т.кип.,K:
I44
178
336 .
3.1.18 Чем объяснить уменьшение температура плавления в ряду:
Sb – Te - I - Хе соответственно: 631; 450; 113; - 1110С?
Как изменяется характер химической связи в твердых веществах в этом ряду?
3.1.19 Объясните близость физических констант СО и N2 и значительное отличие свойств Ne:
СО
N2
Ne
ΔНиспар, кДж/моль:
6,03
5,61
1,80
Т.кип., К :
81,7
77,4
27
3.1.20 В каких веществах наблюдаются вандерваальсовы силы взаимодействия?
Какие межмолекулярные взаимодействия возникают в веществах:
Т.пл., К:
Т.кип.,К:
Не
3,3
4,2
CO2
194
SiO2
2000
2500
CH4
89
111
H2O
273
373
Br2
267
332
NaCl
1073
1690
3.1.21 Проанализируйте справочные значения температур кипения: СН4,
СН3С1, СН2С12, СНС13, СС14.
Сделайте выводы.
3.1.22 Какое вещество имеет более высокие температуры кипения и плавления:
а) HCOCH3; б) CH3COOH; в) С2Н2? Дайте объяснения.
3.1.23 У какого соединения - С2Н5ОН или C2H5SH - выше температура кипения? Почему? Подтвердите свои выводы справочными данными.
18
3.1.24 Объясните причину того, что Н2О2 кипит при значительно более высокой температуре (150°С) по сравнению с водой, хотя их температуры плавления
близки (0 и -0,46°С)?
3.1.25 Проанализируйте справочные значения температур кипения для веществ: C3H8; CH3COCH3; C2H5COOH. Сделайте выводы.
Методические указания к выполнению задания 3.1
При решении задач задания 3.1 следует учесть, какого типа взаимодействия
возникают между структурными частицами вещества и от каких факторов зависит
энергия межмолекулярного взаимодействия.
Силы межмолекулярного взаимодействия слабее сил, приводящих к образованию ковалентной связи, но проявляются они на больших расстояниях.
Кроме того, дисперсионное взаимодействие является универсальным для
всех веществ; силы Ван-дер-Ваальса возрастают с увеличением молекулярной
массы соединений. Типы межмолекулярных взаимодействий и примеры веществ
приведены в таблице 10
Таблица 10-Типы межмолекулярного взаимодействия
1
Типы межмолекулярного взаимодействия
название
Ион-ионное
Взаимодействующие частицы
Катион - анион
2
Ион-дипольное
Ион - полярная
молекула
3
4
Иониндуцированный диполь
Ион -
неполярная
молекула
Дипольдипольное (ориентационное)
Зависимость энергии взаимодейсПримеры веществ
твия частицы от
расстояния
Е~Z1Z2/R2
Ионные твердые кристалллы, расплавы ионных веществ: NaCl.
Е~z μ/R2
Растворы ионных веществ в полярных растворителях: NaCI в воде;
КОН в спирте
Е~z2 α/R4
Растворы ионных веществ в неполярных растворителях
6
Вещества из полярных
молекул: НС1;растворы
полярных веществ в полярных раствори-телях:
ацетон в воде
Растворы
неполярных
веществ в полярных растворителях и, наоборот,
бензол в воде; вода в
СС14
Е~α1α2/R6
Универсальное,проявляется во всех молекулярных веществах: углеводороды, спирты НС1,
12…
Е~μ1μ2/R
полярная полярная
молекула - молекула
5
6
Диполь-индуцированный диполь (индукциионное)
Е~μ2α/R6
полярная неполярная
молекула - молекула
Дисперсионное
(Лондоновское)
неполярная неполярная
молекула - молекула
19
Примечание Z – заряд иона;
R – расстояние между взаимодействующими частицами;
μ - электрический дипольный момент молекулы;
α - поляризуемость молекулы.
Примеры решения задания 3.1
Пример 1.Дипольный момент молекул НС1 и НСN равен 1,03 и 2,98D соответственно. Какова относительная роль диполь-дипольного и дисперсионного
вкладов в межмолекулярные силы притяжения в молекуле НСN?
Решение: Диполь-дипольное взаимодействие пропорционально отношению
4 6
μ /d , где μ – дипольный момент молекулы, d – расстояние между молекулами.
Предположим, что молекулы НС1 и НСN приблизительно одинаковы по размеру
и поэтому величина d должна быть приблизительно одинаковой. Поскольку дипольный момент у молекулы НСN примерно в 2,9 раза больше, чем у молекулы
НСl, следует ожидать, что диполь-дипольное взаимодействие: для НСN окажется
приблизительно в (2,9)4, т.е. в 70 раз больше, чем для НСl. В то же время дисперсионное взаимодействие для этих веществ должно быть примерно одинаковым.
(Молекула НСl имеет большую массу, но тройная связь С≡N в молекуле НСN обладает большей поляризуемостью, чем простые одинарные связи). Выше было
указано, что дисперсионный вклад в межмолекулярное взаимодействие в НС1
приблизительно в пять раз превышает диполь-дипольный вклад. Поскольку мы
пришли к выводу, что диполь-дипольный вклад в молекуле НСN должен быть
примерно в 70 раз больше, чем в молекуле НС1, следует ожидать, что для НСN
диполь-дипольный вклад окажется в 10-15 раз больше вклада дисперсионных сил
в полную энергию межмолекулярного притяжения.
Пример 2. Какое из следующих веществ – P4O10, Cl2, AgCl, I2 - вероятнее
всего находится в газообразном состоянии при комнатной температуре и нормальном атмосферном давлении?
Решение: Поставленный вопрос cводится к тому, какое из перечисленных
веществ характеризуется наименьшими межмолекулярными силами притяжения,
поскольку, чем слабее эти силы, тем вероятнее, что вещество находится в газообразном состоянии при заданных температуре и давлении. Эти соображения заставляют выбрать среди перечисленных веществ С1 2, поскольку данная молекула
неполярна и имеет наименьшую молекулярную массу. Действительно, при комнатной температуре и нормальном атмосферном давлении С1 2 представляет собой
газ, тогда как остальные вещества при тех же условиях находятся в твердом состоянии. И наименее вероятно, чтобы при заданных условиях в газообразном состоянии находится AgCl, поскольку это вещество состоит из ионов Ag+ и С1-,
между которыми действуют очень большие ионные силы, связывающие ионы в
твердое вещество.
Пример 3. Расположите перечисленные ниже водородные связи в порядке
возрастания прочности: О—Н…Сl, О—Н…N, N-Н…О, F—Н …О.
Решение: Самой слабой из приведенных водородных связей должна быть
первая, О—Н…Сl, поскольку атом хлора, элемента третьего периода, имеет
большие размеры и должен быть плохим донором электронной пары,
необходимой для образования водородной связи. Водородные связи О—Н…N;
20
F—Н…О должны иметь приблизительно одинаковую прочность, потому что
больший диполь связи F—Н компенсируется лучшей донорной способностью
азота по сравнению с кислородом. Обе эти связи должны быть прочнее водородной связи N—Н…О, так как диполь связи N—Н имеет небольшую величину. Исходя из сказанного, можно допустить такую последовательность возрастания
прочности водородных связей:
О—Н…С1 < N—Н…О < О—Н…N ≈ F—Н…О.
Пример 4. Расположите в порядке возрастании температур кипения следующие вещества: ВаС12, Н2, СО, НF и Nе.
Решение: Температура кипения жидкости определяется действующими в
ней силами межмолекулярного притяжения. Эти силы в ионных соединениях
имеют большую величину, чем в молекулярных жидкостях, поэтому самая высокая температура кипения среди названных веществ должна быть у ВaС12. Межмолекулярные силы в остальных веществах зависят от их молекулярной массы, полярности молекул и от наличия водородных связей. Молекулярные массы этих
веществ равны: 2 у Н2; 28 у СО; 20 у НF; 4 у Не. Температура кипения Н2 должна
быть самой низкой, поскольку молекула водорода неполярна и имеет самую низкую молекулярную массу. Молекулярные массы СО, НF и Ne приблизительно
одинаковы. В НF имеются водородные связи, поэтому среди данных веществ он
должен кипеть при самой высокой температуре. Следом за ним должен идти СО,
молекулы которого характеризуются небольшой полярностью и самой большой
молекулярной массой. Последним из этих трех веществ должен располагаться Ne,
у которого неполярная одноатомная структурная частица. Таким образом, температура кипения пяти названных веществ должна увеличиваться в ряду
H2 < Ne < CO < HF < BaCl2.
Температуры кипения этих веществ имеют следующие значения по шкале
Кельвина:
20 (H2), 27 (Ne), 83 (СО), 293 (НF) и 1813 (BaCl2).
Пример 5. С учетом каких факторов можно объяснить закономерности в
изменении температур плавления: а) простых веществ в ряду галогенов; б) в ряду
простых веществ, образуемых элементами II периода?
Решение: а) Все галогены в твердом состоянии имеют решетку молекулярного типа. Различная температура плавления их обусловлена различием в энергии
вандерваальсовского взаимодействия.
б) Простые вещества элементов II периода различаются типом решетки.
Металлическая - у лития и бериллия; атомная (ковалентная каркасная) - у бора и
углерода; молекулярная - у азота, кислорода, фтора и атомная - у неона. Вещества
с молекулярной решеткой имеют низкие температуры плавления. Самые высокие
температуры плавления у веществ с решеткой атомного типа.
Пример 6. Чем объяснить, что температура плавления воды значительно
выше температуры плавления фтороводорода (—83° С), хотя дипольный момент
21
молекулы H2O (1,84D) меньше, чем молекулы НF (1,91D)?
Решение: Между молекулами воды возникают три типа межмолекулярных
взаимодействий: дисперсионное,
диполь-дипольное и водородная связь.
Молекулы воды, способные образовывать по 4 водородные связи, дают
упорядоченную трехмерную сетку. Между молекулами фтороводорода также
возникают три типа межмолекулярных взаимодействий: дисперсионное, дипольдипольное и водородная связь. Молекулы фтороводорода способны образовать
только по 2 водородные связи. Поэтому суммарная энергия межмолекулярного
взаимодействия в воде больше, чем во фтороводороде, и, как следствие, температура плавления воды выше, чем фтороводорода.
Пример 7. Можно ли, исходя из величин температур плавления ряда веществ, оценить, в каких случаях вещества имеют молекулярную решетку? Рассмотреть на примере:
Ne CH4 HI
H2O
P4
PdCl2
SiO2
Si
NaCl
Т. пл, К
24
89
222,3 273
317 1200
2000
1700 1073
Решение: Обычно низкоплавкие вещества (Ne, CH4, HI, H2O, P4) имеют преимущественно молекулярную решетку, в которой молекулы удерживаются слабыми вандерваальсовыми силами. Ионные (PdCl2, NaCl) и атомные ковалентные
каркасные кристаллы (SiO2, Si) плавятся при более высокой температуре, так как
частицы в этих кристаллах связаны прочными ионными или ковалентными связями.
Задание 3.2. Для указанных веществ определите
- тип химической связи между атомами;
- структурные частицы вещества;
- тип кристалла;
- взаимодействия между структурными частицами вещества.
- Сравните физические свойства веществ:
- высокие или низкие температуры кипения и плавления;
- агрегатное состояние при нормальных условиях;
- электропроводимость;
- растворимость в воде и органических растворителях;
- механические свойства (твердое или мягкое, хрупкое или пластичное…).
- Подтвердите Ваши предположения справочными данными о свойствах
указанных веществ.
Методические указания к выполнению задания 3.2
Физические и химические свойства вещества определяются доминирующим
типом химической связи, которая реализуется в веществе; составом структурных
частиц (атомы, ионы, молекулы); видом межмолекулярных взаимодействий между
ними; а также их пространственным расположением в образующейся структуре.
Классификация веществ по типу химической связи и краткое, описание их наиболее характерных физических свойств приведены в таблице 11.
22
Таблица 11- Классификация кристаллов по типу химической связи и физическим
свойствам веществ
Тип
кристалла
Структурные
частицы
Атомный
Атомы
Молекулярный
Полярные или
неполярные молекулы
Взаимодействие Свойства
между
структурными частицами
Лондоновские
Мягкость, низкая темдисперсионные пература плавления,
плохие тепло- и элексилы
тропроводность
Вандервальсовы Умеренная мягкость,
силы (диспертемпература плавлесионные, диния от низкой до умеполь-дипольные ренно высокой, пловодородные
хие тепло- и электросвязи)
проводность
Примеры
Благородные
газы-Не,
Аг, Кг, Хе,
Rn
Метан СН4,
сахар
С12Н22О11,
С02,Н20,...
Ионный
Положительно и Ионная
отрицательно
химическая
заряженные ио- связь
ны
Твердость и хрупкость, высокая температура плавления,
плохие тепло- и электропроводность в тв. состоянии, в жидком электролиты
Типичные
соли, например NaCl,
Ca(N03)2
Атомный
ковалентныи
(каркасный)
Атомы неметаллов, связанные в каркас
ковалентными
связями
Атомы металлов
Высокая твердость,
очень высокая температура плавления,
плохие тепло- и электропроводность
Степень твердости самая различная, температура плавления от
низкой до очень высокой, высокие тепло- и
электропроводность,
ковкость и пластичность
Алмаз С,
кварц Si02
Металлический
Ковалентная
связь
Металлическая
связь
Все металлические
элементы,
например Сu,
Fe, Al, W
Пример решения задания 3.2
Сравнить физические свойства следующих веществ:
а) CS2; б) Na2SO4; в) Cu; г) SiC.
Решение:
а) Атомы углерода и серы являются неметаллами, между ними образуется
ковалентная полярная связь. Структурными частицами сероуглерода (CS2)
являются неполярные молекулы: S=C=S. Образующийся при определенных
условиях кристалл сероуглерода относится к молекулярному типу. Между
неполярными молекулами CS2 … CS2 возникают только дисперсионные взаимодействия, характеризующиеся незначительной энергией. Поэтому следует
23
ожидать, что сероуглерод имеет относительно невысокие температуры кипения
(46оС) и плавления (-109оС). При стандартных условиях это летучая жидкость, сероуглерод неэлектропроводен, не растворяется в воде, но хорошо растворяется и
растворяет малополярные (жиры) и неполярные вещества (фосфор, серу, йод).
б) Сера и кислород являются неметаллами, между ними возникает ковалентная полярная связь. Они образуют молекулярный анион SO42-. Натрий является металлом и с неметаллами образует ионную связь. Сульфат натрия, таким образом, состоит из ионов Na+ и SO42-, и образует ионный кристалл. Между структурными частицами сульфата натрия – ионами Na+ и SO42- - возникает прочная
ионная химическая связь. Поэтому сульфат натрия должен характеризоваться высокими температурами плавления (884оС) и кипения (1430оС). При стандартных
условиях это твердое, хрупкое, солеобразное кристаллическое вещество. Сульфат
натрия не проводит электрический ток в твердом состоянии, в жидком – в расплаве или в растворе – является электролитом. Сульфат натрия, как ионное соединение, хорошо растворим в воде, но не растворим в органических растворителях.
в) Медь является металлом и между атомами меди возникает металлическая
химическая связь, образуется металлический кристалл. Особые свойства металлической связи определяют особые свойства металлов. Медь, как и все металлы, обладает характерным блеском, высокой тепло- и электропроводностью, пластичностью, ковкостью. Она нерастворима ни в каких растворителях за счет физического
процесса. При стандартных условиях медь – твердое вещество с довольно высокой температурой плавления (1083 оС) и кипения.
г) Монокарбид кремния – SiC – состоит из атомов неметалла, между которыми возникает прочная малополярная химическая связь. И кремний и углерод
характеризуются высокой валентностью, каждый из атомов может образовать по
четыре связи. Поэтому в монокарбиде кремния реализуется ковалентная каркасная структура, построенная из структурных частиц - атомов неметаллов Si и C,
связанных прочной ковалентной химической связью. Для монокарбида кремния
следует ожидать очень высокой температуры плавления (≥2600 оС) и кипения.
Монокарбид кремния характеризуется высокой твердостью, является диэлектриком, нерастворимым ни в каких растворителях.
СПИСОК РЕКОМЕНДУЕМОЙ ЛИТЕРАТУРЫ
1 Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия.- М.: Высшая школа, 2002.743 с.
2 Глинка Н.Л., Ермаков А.И.
Общая химия.-М.:Интеграл-пресс,2004.-
728с.
3 Карапетъянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия.- М.: Химия, 2000. – 532 с.
4 Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Справочник по неорганической химии. – М.: Химия, 1987. – 320 с.
24
ЗАДАНИЕ 2 ПО ТЕМЕ: «ТЕРМОХИМИЯ. НАПРАВЛЕНИЕ
ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ»
1. ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
1.1 ВЫЧИСЛЕНИЕ СТАНДАРТНЫХ ТЕПЛОТ ОБРАЗОВАНИЯ
ВЕЩЕСТВ И ТЕПЛОВЫХ ЭФФЕКТОВ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Расчет стандартной теплоты образования веществ
Пример 1. Вычислите стандартную теплоту образования этана, если известна теплота его сгорания: ΔНосгор.= –1560 кДж/моль.
Решение: Напишем уравнение реакции таким образом, чтобы перед формулой этана стехиометрический коэффициент был равен 1:
С2Н6 + 3,5О2 = 2СО2 + 3Н2О
о
ΔН обр.,кДж
0 2 ·( –393 )· 3·(–286)
о
о
ΔН сгор.= ΔН р. = (–286)·3+ (–393)·2 – ΔНообр. = –1560 кДж/моль,
ΔНообр. = 1560 – 286·3 – 393·2 = –84 кДж/моль.
Пример 2. Определите стандартную теплоту образования этилового спирта, если
теплоты сгорания углерода, водорода и этилового спирта соответственно равны:
–393,51; –285,84; –1366,91 кДж/моль.
Решение: Стандартная теплота образования вещества равна теплоте реакции образования одного моля этого вещества из простых веществ при стандартных
условиях.
Образование этилового спирта из простых веществ можно представить так:
2С + 3Н2 + 1/2О2 = С2Н5ОН. Углерод сгорает до СО2, водород – до Н2О, а этиловый спирт–до СО2 и Н2О. Следовательно, для определения стандартной теплоты
образования C2H5ОH составим следующий цикл Гесса:
1 2С + 2О2 = 2СО2
–393,51·2
3
2 3Н2+ /2О2 = 3Н2О
–285,84·3
3 2СО2+ ЗН2О = С2Н5ОН + 3О2
+1366,91
(1) + (2) + (3)
1
2С + 3Н2 + /2О2 = С2Н5ОН
–277,6 кДж/моль
–393,51·2 –285,84·3 + 1366,91 = –277,6
Стандартная теплота образования этилового спирта равна:
ΔНо298 = –277,6 кДж/моль.
Расчет теплового эффекта реакции по стандартным теплотам образования реагирующих веществ
Пример 3. Определите количество теплоты, выделяющееся при гашении
100 кг извести водой, если стандартные теплоты образования реагирующих веществ равны (кДж/моль): ΔНо (СаО(к))= –635,1; ΔНо (Са(ОН)2(к))= –986,2;
ΔНо (Н2О(ж)) = –285,84.
Решение: Реакция гашения извести: СaO + H2О = Са(ОН)2. Тепловой
25
эффект реакции равен:
∆Hºp = Σ∆Hºобр.(прод.) – Σ∆Hºобр.(исх..)
= ΔНо (Са(ОН)2(к)) –[ΔНо (СаО(к))+ ΔНо (Н2О(ж))]
= –986,2+635,1 +285,84 = –65,3 кДж/моль.
ΔНор.
Тепловой эффект реакции рассчитан на 1 моль СаО, т.е. на 56 г СаО.
При гашении 100 кг СаО выделяется тепловая энергия:
56 г СаО
— (–65,3) кДж
100 000 г СаО —
х
кДж
х = (100 000·(–65,3)) /56 = –1,16·105 кДж.
Расчет теплового эффекта реакции по стандартным теплотам сгорания
реагирующих веществ
Пример 4. Определите тепловой эффект реакции синтеза акриловой кислоты:
HC CH + СО+ Н2О(ж) → СН2=СН–СООН(ж),
если стандартные теплоты сгорания ацетилена, оксида углерода и акриловой кислоты соответственно равны (кДж/моль): –1299,63, –282,50 и –1370,0.
Решение: Из закона Гесса следует, что тепловой эффект реакции равен разности между суммой теплот сгорания исходных веществ и суммой теплот сгорания продуктов реакции (ΔНосгор..н2о=0, так как Н2О – высший оксид);
∆Hºp = Σ∆Hºсгор.(исх.) – Σ∆Hºсгор.(прод.)
ΔНо = ΔНосгор.(СН=СН) + ΔНосгор.(СО) – ΔНосгор. (СН2=СН–СООН(ж))=
–1299,63 – 282,50 + 1370,0 = –212,13 кДж/моль.
1.2
ВЫЧИСЛЕНИЕ ИЗМЕНЕНИЯ ЭНЕРГИИ ГИББСА
Определение возможности протекания процесса по величине изменения
энергии Гиббса
Пример 1. Возможна ли следующая реакция в стандартных условиях:
t
SiО2 (к) + 2NaОH (p) = Na2SiО3 (к) + Н2О (ж),
если ΔGо(SiО2 (к)) = –803,75 кДж/моль; ΔGо (Na2SiО3 (к))= –1427,8 кДж/моль;
ΔGо (NaОH(p)) = –419,5 кДж/моль; ΔGо (Н2О (ж)) = –237,5 кДж/моль?
Можно ли выпаривать щелочь в стеклянном сосуде?
Решение: Изменение энергии Гиббса ΔGо298 реакции равно:
ΔGо = ΣGопрод. – ΣGоисх.;
ΔGо298 = (–1427,8 – 237,5) – (–803,75 – 4 1 9 , 5 ·2 )= –22,55 кДж;
26
ΔGо298 = –22,55 кДж (т. е. ΔG<0), а следовательно, данная реакция возможна.
Щелочь нельзя выпаривать в стеклянном сосуде, так как в состав стекла входит
SiО2.
Пример 2. Вычислить ΔGо для реакции
2Н 2 (г) +О 2 (г )
2Н 2 О (г )
при 298, 500, 1000, 1500 К. Зависимостью ΔНо и ΔSo от температуры пренебречь. Построить график зависимости ΔGо от температуры и найти по графику
температуру, ниже которой указанная реакция в стандартных условиях может
протекать самопроизвольно.
Решение: Согласно уравнению ΔG = ΔН – TΔS влияние температуры на ΔG
определяется знаком и величиной ΔS. Если пренебречь влиянием Т на значения
ΔН и ΔS, то приведённая зависимость ΔG =ƒ(T) является уравнением прямой,
наклон которой определяется знаком ΔS. При ΔS>0 прямая идет вниз, при ΔS<0 –
вверх.
Определим величину ΔН°298 (исходные данные берем из таблицы1):
∆Hºp = Σ∆Hºобр.(прод.) – Σ∆Hºобр.(исх..)
ΔН°298 = 2ΔН°обр.(H2O) – (2ΔН°обр.(H2) + 2ΔН°обр.(O2) = 2ΔН°обр.(H2O) =
=2(-241,84) = –483,68 (кДж) (на 2 моль H2O)
ΔН°обр.(Н2О) = 0,5(–483,8) = –241,89 кДж/моль<0.
Следовательно, реакция экзотермическая.
Определим изменение энтропии данной реакции в стандартных условиях
ΔS°298 (исходные данные берем из таблицы 1):
ΔSо = ΣSопрод. – ΣSоисх.:
ΔS°298= 2S°298.(H2O) – [2S°298.(H2) + S° 298.(O2)]= 2·188,74 – (2·130.6 + 205) =
–98,6(Дж/ К) = –0,0986(кДж/ К) < 0, ΔG =ƒ(T) прямая идет вверх.
Определим изменение энергии Гиббса ΔG°298 в стандартных условиях (исходные данные берем из табл.1): ΔGо = ΣGопрод. – ΣGоисх.;
ΔG°298 = 2ΔG°298.(H2O) – [2ΔG°298(H2) – ΔG°298(O2)] = 2(–228,8) = –457,6 кДж.
Отрицательная величина ΔG°298 свидетельствует о том, что в стандартных
условиях реакция самопроизвольно протекает в прямом направлении.
ΔG°298 = ΔН°298 – 298·ΔS0298 = –483,68 – 298·(–0,0986) = –457,6кДж
ΔG°500 = ΔН°298 – 500·ΔS0298 = –483,68 – 500·(–0,0986) = –434,38кДж
ΔG°1000 = ΔН°298 – 1000·ΔS0298 = –483,68 – 1000·(–0,0986) = –385,08кДж
ΔG°1500 = ΔН°298 – 1500·ΔS0298 = –483,68 – I500·(–0,0986) = –335,78 кДж
Построим график ΔG°Т =f(Т):
ΔG°Т
Температура перехода ~4500 К.
27
2 РЕКОМЕНДАЦИИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ СТУДЕНТОВ
И ВАРИАНТЫ ЗАДАНИЙ
2.1 Внимательно изучить теоретический материал, используя конспекты лекций,
данное учебное пособие и рекомендуемую литературу.
2.2 Проверить усвоение теории, ответив на контрольные вопросы, выполнив тестовые задания.
2.3 Разобрать примеры решения типовых задач.
3 ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
3.1 Вычислите стандартную теплоту образования бензола С6Н6 (ж), если известна
теплота сгорания водорода, углерода и бензола.
3.2 Определите стандартную теплоту образования сероуглерода CS2, если известно, что
CS2 (ж) + 3О2 = СО2 (г) + 2SО2 (г);
ΔНо298 = –1075 кДж/моль.
3.3 Вычислите ΔНо298 хлорида аммония, если для реакции
NH3 (г) + НС1(г) = NH4CI (к)
ΔНо298 = –176,93 кДж/моль.
3.4 Определите ΔНо298 BiCl3(к), если ΔНо298BiCl3(г) = –270,70 кДж/моль, а ΔНо возгонки BiCl3(к) 113,39 кДж/моль.
3.5 При взаимодействии 5 г металлического натрия с водой выделяется
40,25 кДж теплоты, а при взаимодействии 10 г оксида натрия с водой выделяется
36,46 кДж теплоты. Рассчитайте ΔНо298 Na2О.
3.6 При растворении 16 г СаС2 в воде выделяется 31,3 кДж теплоты. Определите
стандартную теплоту образования Са(ОН)2.
3.7 Определите ΔНо298 Fe2О3, если при реакции
2Fe + А12О3 = Fe2О3+ 2A1
на каждые 80 г Fe2О3 поглощается 426,5 кДж теплоты.
3.8 Тепловой эффект реакции
SО2(г) + 2H2S(г) = 3S(ромб) + 2Н2О(ж)
равен –234,50 кДж. Определите стандартную теплоту образования H2S.
3.9 Окисление аммиака протекает по уравнению
4NH3 (г) + 3О2 (г) = 2N2 + 6Н20(ж) ;
ΔНо298 = –1528 кДж.
Определите стандартную теплоту образования NH3(г) и NH4ОH, если теплота растворения NH3(г) в воде равна –34,65 кДж.
3.10 Вычислите стандартную теплоту образования сахарозы С 12Н22О11, если тепловой эффект реакции
С12Н22О11 + 12О2 = 12СО2 + 11Н2О(ж) равен –5694 кДж.
3.11 Рассчитайте ΔНо298 ZnSО4, если известно, что
2ZnS + 3О2 = 2ZnО + 2SО2 ΔНо = –890,0 кДж;
2SО2 + О2 = 2SО3
ΔНо = –196,6 кДж;
ZnSО4 = ZnO + SО4
ΔНо = +234,0 кДж.
28
3.12 Восстановление диоксида свинца водородом протекает по уравнению
РbО2 + Н2 = РbО + Н2О(г)
ΔНо = –182,8 кДж.
Определите стандартную теплоту образования РbО2.
3.13 Вычислите стандартную теплоту образования бензойной кислоты
С6Н5СООН(к), если стандартная теплота сгорания бензойной кислоты равна
–3227,54 кДж/моль, а стандартные теплоты образования Н2О и СО2 смотрите в
таблице 12 в конце данной темы.
3.14 Вычислите теплоту образования карбида кальция CaC2, исходя из теплового
эффекта реакции
CaО + 3С = CaC2 + CО;
ΔНо = 460,0 кДж.
3.15 Определите ΔНо298 образования этилена, используя следующие данные:
C2H4 (г) + 3O2 (г) = 2CO2 (г) + 2H2O(г),
ΔНо = –1323 кДж;
C(графит) + O2 (г) = CO2 (г)
ΔНо = –393,5 кДж;
H2(г) + ½ O2(г)=H2O(г);
ΔНо = –241,8 кДж.
3.16 Вычислите ΔНо реакций. Укажите, какая из них является эндотермической, а
какая экзотермической. Тепловой эффект каких реакций представляет собой теплоту сгорания вещества?
а) 4NH3 (г)+5O2 (г)→4NO(г)+6H2O(г);
к) 2H2S(г)+SO2(г)→3S(ромб)+2H2O(ж);
б) 4NH3 (г)+3O2 (г)→2N2 (г)+6H2O(г);
л) 2H2(г)+P4(т)→4PH3(г);
в) Fe2O3 (к)+3CO(г)→2Fe(к)+3CO2 (г);
м) 3Fe(т)+2O2(г)→Fe2O3(к);
г) CH4 (г)+2O2 (г)→CO2 (г)+H2O(ж);
н) 2C2H2 (г)+5О2 (г)→4CO2 (г)+2H2O(г);
д) 2Mg(к)+CO2 (г)→2MgO(к)+C(графит);
п) 4HF(г)+Br2 (ж)→2HBr(ж)+F2 (г);
е) 2Сl2 (г)+H2O(г)→4HCl(г)+O2 (г);
р) CaO(к)+CO2 (г)→CaCO3 (к);
ж) 3CH4 (г)+CO2 (г)+H2O(ж)→4CO(г)+8H2 (г); с) 4СО(г) + 2SO2 (г)→4СО2 (г) + S2 (г).
и) CaO(к)+SiO2(к)→CaSiO3 (к);
Как необходимо было бы записать уравнения некоторых реакций (каких?),
чтобы теплота этих реакций могла быть названа теплотой сгорания?
3.17 Вычислите тепловой эффект реакции
АI2O3 (к) + 3SO3 (г) = Al2(S04)3 (к),
если известна стандартная теплота образования реагирующих веществ.
3.18
Зная стандартные теплоты сгорания этана, метана и водорода
(см. таблицу 12), определите ΔНо реакции:
С2Н6 (г) + Н2 (г) = 2СН4 (г).
3.19 Используя значение ΔНо298 реагирующих веществ, определите тепловой эффект реакции восстановления оксидом углерода оксида свинца (IV) до оксида
свинца (II) с образованием диоксида углерода.
3.20 По стандартным теплотам сгорания веществ рассчитайте ΔНо298 системы
С2Н5ОН (ж) + СH3СООН (ж) = СН3СООС2Н5 (ж)+ Н2O
ΔНосгор..сн3соос2н5 = –2254,21 кДж/моль.
Конечные продукты сгорания – газообразный СО2 и жидкая Н2О.
3.21 Определите тепловой эффект реакции
NaH (к) + Н2О (ж) = NaOH (p) + Н2 (г)
29
по стандартным теплотам образования веществ, участвующих в реакции, если ΔНо
о
NaH (к) = –56,94 кДж/моль, ΔН NaОН(р) = –469,47 кДж/моль.
3.22 Определите тепловой эффект реакции
2PbS +3О2 = 2РbO + 2SО2 ,
используя значение стандартных теплот образования реагирующих веществ.
3.23 Вычислите теплоту перехода графита в алмаз, если при образовании
одного моля СО 2 из графита выделяется 393,5 кДж/моль, а из алмаза – 395,4
кДж/моль.
3.24 Исходя из реакций
КСIО3 = КС1 + ½О2; ΔНо = –49,4 кДж/моль,
KCIО4 = КС1 + 2О2; ΔНо = 33 кДж/моль,
вычислите ΔНо реакции
4KСIО 3 = 3KCIО 4 + КС1.
3.25 Теплоты сгорания этана С2Н6 и этилена С2Н4 соответственно составляют –1560 и
–1411 кДж/моль. Вычислите ΔНо298 реакции гидрирования этилена
С2Н4 + Н2 = С2Н6.
3.26 Теплоты сгорания бензола (г) и ацетилена соответственно составляют –3268 и
–1301 кДж/моль. Вычислите ΔНо298 реакции 3С2Н2 (г) = С6Н6 (г) .
3.27 Теплота сгорания этилового спирта составляет –1409 кДж/моль. Вычислите ΔНо298 реакции
2СО + 4Н2 = С2Н5ОН + Н2О(ж) .
о
3.28 Вычислите ΔН 298 реакции:
а) 2Li (к) + 2H2O (ж) = 2Li+(водн.) + 2ОН–(водн.) + Н2 (г);
б) 2Nа (к) + 2H2O (ж) = 2Nа+(водн.) + 2ОН–(водн.) + Н2 (г) .
Стандартные энтальпии образования Li+(водн.), Nа+(водн.), ОН–(водн.) принять соответственно равными –278,5, – 239,7 и –228,9 кДж/моль.
3.29 Исходя из ΔНо298 образования H2O (г) и следующих данных:
FeO (к) + CO (г) = Fe(к) + СО2 (г) ΔНо298 = –18,2 кДж;
2CO (г) + О2 = 2СО2 (г)
ΔНо298 = –566,0 кДж,
вычислить ΔНо298 реакции
FeO (к) + H2 (г) = Fe (к) + H2O (г) .
3.30 Определить ΔНо298 реакции 3С2Н2 (г) = С6Н6 (ж), если ΔНо298 реакции горения ацетилена с образованием СО2 (г) и Н2O (ж) равна –1301 кДж/моль, а ΔНо298 образования С6Н6
(ж) составляет 82,9 кДж/моль.
3.31 При стандартных условиях теплота полного сгорания белого фосфора равна
760,1 к Дж/моль, а теплота сгорания черного фосфора равна 722,1 к Дж/моль. Чему равна
теплота превращения черного фосфора в белый при стандартных условиях?
3.32 При получении азотной кислоты из KNО3 протекают следующие реакции:
KNО3 (к) + H2SО4 (р) = KHSО4 (к) + HNО3 (г) (а)
2KNО3 (к) + H2SО4 (р) = K2SО4 (к) + 2HNО3 (г) (б).
Сколько теплоты выделяется (или поглощается) при получении 1 кг азотной кислоты, если 80% ее образуется по реакции (а), ΔНо (HNО3(г)) = –133,90 кДж/моль?
30
3.33 Разложение гремучей ртути при взрыве идет по уравнению
Hg(ONC)2 = Hg + 2CO + N2 + 364,2 кДж.
Определите объем выделившихся газов (н.у.) и количество теплоты, поглотившейся при взрыве 1,5 кг Hg(ONC)2.
3.34 Определите количество теплоты, выделяющейся при взаимодействии 50 г фосфорного ангидрида с водой по реакции
Р2O5 + Н2О = 2НРO3,
если тепловые эффекты реакции равны:
2Р + 5/2O2 = Р2O5
–1549,0 кДж;
2Р + Н2 + 3O2 = 2НРO3 –1964,8 кДж.
3.35 Вычислите количество теплоты, которое выделяется при сгорании 20 л диборана (н.у.), если ΔНо298В203 (к) и В2Н6 (г)
соответственно равны –1264 и
+31,4кДж/моль. Целесообразно ли использовать в качестве топлива диборан вместо
этана, если стандартная теплота сгорания этана –1559,88 кДж/моль?
3.36 Найдите теплоту сгорания алмаза, если стандартная теплота сгорания графита
равна –393,51 кДж/моль, а теплота фазового перехода
С (графит) → С (алмаз) равна 1,88 кДж/моль.
3.37 Какое количество теплоты выделяется при превращении 1 кг красного фосфора в черный, если ΔНоР (красный) = –18,41; ΔНоР (чёрный)= –43,20 кДж/моль?
3.38 Сколько нужно затратить теплоты, чтобы разложить 200 г Na2CО3 до оксида
натрия и диоксида углерода, если тепловые эффекты реакций равны:
Na2CО3 + SiО2 = Na2SiО3 + СО2
+819,29 кДж;
Na2О + SiО2 = Na2SiО3
–243,5 кДж?
3.39 Сколько теплоты выделится при сжигании 38 г сероуглерода CS2?
3.40 При полном сгорании этилена (с образованием жидкой воды) выделилось
6226 кДж. Найти объем вступившего в реакцию кислорода (условия нормальные).
3.41 Водяной газ представляет собой смесь равных объемов водорода и оксида
углерода (II). Найти количество теплоты, выделяющейся при сжигании 112 л водяного газа, взятого при нормальных условиях.
3.42 Сожжены с образованием H2O (г) равные объемы водорода и ацетилена,
взятых при одинаковых условиях. В каком случае выделится больше теплоты? Во
сколько раз?
3.43 Найти массу метана, при полном сгорании которой (с образованием жидкой воды) выделяется теплота Q, достаточная для нагревания 100г воды от 20 до
30ºС. Мольную теплоемкость воды принять равной С = 75,3 Дж/(моль·К).
Q = C·ν·Δt, где ν – число молей воды.
3.44 Найти количество теплоты, выделяющееся при взрыве 8,4 л гремучего газа
(2Н2 + О2), взятого при нормальных условиях.
3.45 Вычислите теплоту сгорания этилена С 2Н4, если известно, что теплота его
образования 52,3 кДж/моль. Каков тепловой эффект сгорания 10 л С 2Н4 (27° С и
98,64 кПа)?
3.46 При сгорании одного литра ацетилена (0оС и 101,3 кПа) выделяется
31
58,2кДж. Вычислите ΔНообр ацетилена.
3.47 Вычислите ΔGо следующих реакций и определите, в каком направлении
они будут протекать, если все вещества взяты при стандартных условиях:
а) 2N2O(г) + O2(г) ↔ 4NO(г);
к) MgCO3(к) ↔ MgO(к) + СО2 (г);
б) N2O(г) + NO(г) ↔ NO2 (г) + N2(г);
л) N 2 (г) + О 2 (г) ↔ 2NО (г);
в) N2 O(г) + NO2 (г) ↔ 3NO(г);
м) 3MnO2 (к) ↔ Mn3O4(к) + О2 (г);
г) 4НС1(г) + O2 (г) ↔ 2C12 (г) + 2H2O(г);
н) ВаСО3 (к) ↔ ВаО(к) + СО2 (г);
д) H2 (г) + Se(г) ↔ H2Se(г);
п) 2Au(к) + 3/2О2 (г) ↔ Au2О3 (к);
е) 2HF(г) + O3 (г) ↔ Н2О(г) + F2(г) + O2 (г); р) Fe2O3(к) + 3СО(г) ↔ 2Fe(к) + 3СО2 (г);
ж) O3 (г) + Н2О2 (ж) ↔ 2O2(г) + Н2О(ж);
с) NiO(к) + Pb(к) ↔ Ni(к) + PbO(к) .
и) СаСО3 (к) ↔ СаО(к) + СО2(г);
3.48 Возможна ли следующая реакция:
2Hg2Cl2 = 2HgCl2 + 2Hg?
Ответ подтвердите, рассчитав AG°298 этой системы.
3.49 Определите ΔGо298 реакции
МеО(к) + СО2 (г) = МеСО2 (к)
для металлов от Вe до Ва; на основании этого сделайте вывод об изменении основных свойств оксидов этих металлов.
3.50 Исходя из величин ΔGо298 соединений, участвующих в реакции, определите,
возможна ли реакция
А12О3 (к) + 2SО3 (к) = A12(SО4)3 (к) .
3.51 Какая из приведенных реакций разложения KNО3 наиболее вероятна?
а) КNО3 = K+NО2 + 1/2О2;
б) 2КNО3 = К2О + 2NО2 + О2;
в) KNО3 = КNО2 + 1/2О2.
3.52 Вычислите значение ΔGо298 следующих реакций восстановления оксида железа (II):
а) FeO(к) + ½С(графит) = Fe(к) + ½СО2 (г);
б) FeO(к) + С(графит) = Fe(к) + СО(г);
в) FeO(к) + СО(г) = Fe(к) + СО2(г).
Протекание какой из этих реакций наиболее вероятно?
3.53 Будут ли при 25° С протекать реакции:
а) КН + Н2О = КОН + Н2;
б) КН = К + 1/2Н2?
Как будет влиять повышение температуры на направление указанных процессов?
3.54 Как изменяются основные свойства гидроксидов в ряду
LiOH → NaOH → КОН →RbOH → CsOH?
Ответ дайте, рассчитав ΔGо298 системы
Ме2О + Н2О = 2МеОН.
3.55 Какие из приведенных ниже водородных соединений получают непосредственно из элементов, а какие косвенным путем: Н2О(г), H2S(г), H2Se(г), H2Te(г)?
3.56 Можно ли использовать при стандартных условиях нижеприведенную реакцию для получения аммиака?
32
NH4C1(к) + NaOH(к) = NaCl(к) + Н2O(г) + NH3(г).
3.57 Вычислите ΔGо образования СН4, С2Н4 и NH3,исходя из значений ΔНо обр.
и изменения энтропии ΔSo.
Полученные величины сравните с данными, приведенными в таблице 12.
3.58 Какие из перечисленных оксидов можно восстановить водородом:
а) Li2 О; б) СuО; в) МnО; г) РЬО?
3.59 Какие из перечисленных оксидов могут быть восстановлены водородом до
свободного металла при 298 К: СаО, ZnO, NiO, SnO2, А12О3?
3.60 Какие из перечисленных оксидов могут быть восстановлены алюминием до
свободного металла при 298 К: СаО, FeO, СuО, РЬО, Fe2 O3, Cr2O3 ?
3.61 Вычислить ΔGо для реакции
СаСО3(к) ↔ СаО(к) + СО2(г)
о
о
при 25, 500 и 1500 С. Зависимостью ΔН и ΔSo от температуры пренебречь.
Построить график зависимости ΔGо от температуры и найти по графику температуру, выше которой указанная реакция в стандартных условиях может протекать
самопроизвольно.
3.62 В приведенных ниже реакциях под символами ионов в растворе кристаллических солей указаны их ΔG° образования в кДж/моль. Вычислите ΔG° образования соли из ионов и определите, в каком случае произойдет образование кристаллической соли, а в каком будет преобладать переход соли в раствор в виде ионов:
a) Ag+(Р) + F–(р) = AgF(к)
77,11 –276,5 –186,6;
б) Ag+(р) + С1–(р) = AgCl (к) ;
77,11 –131,17 –1 0 9 , 6 ;
в) Mg2+(p) + SO4–2(p) = MgSO4 (к) ;
–456,0
–743
–1171,5;
Номер
варианта
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
г) Ва2+(р) + SO4 (p) = BaSO4 (к)
–560,7
–743
–1351,4;
2+
–
д) Са (р) + 2F (р) = CaF2 (к) ;
–553,0 –276,5 –1164,0
е) Са2+(р) + 2С1–(р) = СаС12 (к) ;
–553,0 –131,17 –750,2.
4. ВАРИАНТЫ ЗАДАНИЙ
Номер задачи
3.1
3.2
3.3
3.4
3.5
3.6
3.7
3.8
3.9
3.10
3.11
3.12
3.16а
3.16б
3.16в
3.16г
3.16д
3.16е
3.16ж
3.16и
3.16к
3.16л
3.16м
3.16н
3.17
3.18
3.19
3.20
3.21
3.22
3.23
3.24
3.25
3.26
3.27
3.28
3.32
3.33
3.34
3.35
3.36
3.37
3.38
3.39
3.40
3.41
3.42
3.43
3.47а
3.47б
3.47в
3.47г
3.47д
3.47е
3.47ж
3.47и
3.47к
3.47л
3.47м
3.47н
3.48
3.49
3.50
3.51
3.52
3.53
3.54
3.55
3.56
3.57
3.58
3.59
33
13
14
15
3.13
3.14
3.15
3.16п
3.16р
3.16с
3.29
3.30
3.31
3.44
3.45
3.46
3.47п
3.47р
3.47с
Продолжение
3.60
3.61
3.62
Таблица 12 - Стандартные энтальпии образования, ∆Нº298 энтропии, Sº298 и
энергии Гиббса образования ∆Gº298 некоторых веществ при 298 К (25 °С)
Вещество
1
Ag (к)
AgBr (к)
AgCI (к)
AgI (к)
AgF (к)
AgNO3(к)
Ag2O (к)
Ag2CO3(к)
AI (к)
А12О3 (к)
AI(OH)3 (к)
AICI3 (к)
AI2(SO4)3
As (к)
As2O3 (к)
As2O5 (к)
Au (к)
Au2О3 (к)
AuF (к)
AuF3 (к)
Au(OH)3(к)
AuCI3 (к)
B (к)
B2O3 (к)
B2H6 (г)
Ba (к)
ВаО (г)
ВаО (к)
∆Нº298,
кДж/моль
Sº298,
Дж/
(моль·К)
∆Gº298,*
кДж/
моль
2
0
–99,16
–126,8
–64,2
–202,9
–120,7
–30,56
–506,1
0
-1676,0
-1275,7
–697,4
-3434,0
0
–656,8
–918,0
0
–3
–74,3
-348,53
–418,4
–118,4
3
42,69
107,1
96,07
114,2
83,7
140,9
121,7
167,4
28,31
50,9
74,1
167,0
239,2
35,1
107,1
105,4
47,65
134
96,4
114,2
121,3
146,4
4
0
–95,94
–109,7
–66,3
–184,9
–32,2
–10,82
–437,1
0
-1582,0
-1139,7
–636,8
-3091,9
0
–575,0
–772,4
0
77
–58,6
-297,48
-289,95
–48,53
5,87
53,85
232,9
64,9
235
70,3
0
–1184
82,8
0
–152
–510
0
-1264,0
31,4
0
–131
–538
∆Нº298,
кДж/моль
Sº298,
Дж/
(моль·
К)
∆Gº298, *
кДж/
моль
5
6
HF (г)
–270,7
HI (г)
26,6
HN3 (ж)
294,0
Н2O (г)
–241,8
Н2O (ж)
–285,8
Н2S (г)
–21,0
Н2S (ж)
–39,33
Н2Sе (г)
85,77
Н2Te (г)
154,39
HCIO (ж)
–116,4
HNO3 (ж) –173,0
Н2SO4 (ж) –811,3
HPO3 (ж)
–982,4
H3PO4 (ж) -1271,9
K (к)
0
K2О (к)
–361,5
KОН (к)
–425,93
KNO3 (к)
–492,71
KNO2 (к)
–370,28
K2SO4 (к) -1433,44
KНSO4 (к) –1158,1
KН (к)
–56,9
KCl (к)
–435,9
KClO3 (к)
–391,2
7
178,7
206,5
328,0
188,7
70,1
205,7
122,2
221,3
234,3
129,7
156,1
156,9
150,6
200,8
64,35
87,0
59,41
132,9
117,2
175,7
187,9
67,95
82,6
143,0
8
–272,8
1,8
238,8
–228,6
–237,3
–33,02
–27,36
71,13
138,48
80,0
–79,91
–742,0
–902,91
-1147,3
0
–193,3
–374,47
–393,13
–281,58
-1316,4
-1043,5
–38,49
–408,0
–289,9
Li
Li2O
Li(OH)
Mg (к)
28,03
37,9
42,81
32,55
0
–560,2
–443,1
0
Вещество
0
–595,8
–487,8
0
* В литературе применяются термины–синонимы: свободная энергия, свободная энтальпия,
свободная энергия при постоянном давлении, потенциал Гиббса, функция Гиббса, энергия Гиббса, изобарный потенциал, изобарно–изотермический потенциал.
34
Продолжение таблицы 12
1
2
3
BaCO3(к)
–1201
112
Be (к)
0
9,54
BeO (к)
–598,7 14,10
BeCO3(к)
-981,57 199,4
Bi (к)
0
56,9
BiCI3 (г)
–270,7 356,9
BiCI3 (к)
–379,1 189,5
Br2 (ж)
0
152
Br2 (г)
30,92
254,3
4
–1123
0
–581,6
-944,75
0
–260,2
–318,9
0
3,14
С (граф.)
0
С (алмаз)
2
СС14 (г)
–103
СС14 (ж)
–135,4
СН4 (г)
–74,9
С2H2 (г)
226,8
С2H4 (г)
52,3
С2H6 (г)
–89,7
С6H6 (ж)
82,9
C2H5OH (ж) –277,6
C6H12O6 (к) -1273,0
CH3COOH(ж) –484,9
C6H5COOH(к)
–385
СО (г)
–110,5
СO2 (г)
–393,5
СOCI2 (г)
–223,0
CS2 (г)
115,3
CS2 (ж)
87,8
Ca
0
СаСO3 (к)
-1207,0
СаF2 (к)
-1214,6
СаSiО3 (к)
–1635
CaCI2 (к)
–785,8
CaC2 (к)
–62,7
Ca3N2 (к)
–431,8.
CaO (к)
–635,5
Са(OH)2 (к) –986,6
СаSО4 (к)
-1424,0
Ca3(PO4)2(к) -4125,0
0
3
–61
–64,6
–50,8
209,2
68,1
–32,9
129,7
–174,8
–919,5
-392,46
–
–137,1
–394,4
–210,5
65,1
63,6
0
-1127,7
-1161,9
–1550
–750,2
67,8
–368,6
–604,2
–896,8
-1320,3
-3899,5
5,7
2
310
214,4
186,2
200,8
219,4
229,5
269,2
160,7
–
159,8
168
197,5
213,7
289,2
237,8
151,0
41,62
88,7
68,9
+82
113,8
70,3
105
39,7
76,1
106,7
240,9
5
MgО (к)
Mg(ОН)2к
MgCO3(к)
МgSO4(к)
МgCI2 (к)
Мg3N2 (к)
МgО (к)
МnО (к)
МnО2 (к)
Мn2O3 (к)
Мn3O4 (к)
6
–601,24
–924,66
-1096,21
-1063,74
–641,1
–461,1
–601,8
–385,10
–521,49
–957,72
-1387,60
7
26,94
63,14
65,69
112,1
89,9
87,9
26,9
61,5
53,14
110,5
154,8
8
–569,6
–833,7
–1029,3
–955,96
–591,6
–400,9
–569,6
–363,3
–466,68
–879,91
–1282,9
N2 (г)
NH3(г)
NH4OH (ж)
NH4CI (к)
NH4NO2(к)
N2O (г)
NO (г)
N2O3 (г)
NO2 (г)
N2O4 (г)
N2O5 (г)
0
–46,2
–366,69
–315,39
–256
82,0
90,3
83,3
33,5
9,6
83,3
200,0
192,6
179,9
94,56
–
219,9
210,6
307,0
240,2
303,8
307,0
0
–16,7
–263,8
–343,64
–
104,1
86,6
140,5
51,5
98,4
140,5
Na (к)
Na2O (к)
NaOH (к)
NaCI (к)
Na2CO3 (к)
Na2SO4 (к)
Na2 SiO3(к)
NiO (к)
O2 (г)
OF2(г)
0
–430,6
–426,6
–410,9
–1129,0
–1384,0
–1518,0
–239,7
0
25,1
0
71,1
64,18
72,36
136,0
149,4
113,8
33,0
205,0
247,0
51,42
–376,6
–377,0
–384,0
–1047,7
–1266,8
–426,7
–211,6
0
42,5
РС13 (ж)
РС13 (г)
РС15 (к)
РС15 (г)
–320,9
–287,02
–445,9
–374,9
218,5
311,7
170,8
364,5
–274,1
–267,9
–318,2
–305,1
35
Продолжение таблицы 12
1
2
3
4
С12 (г)
С12O (г)
ClО2 (г)
Cl2O7 (ж)
Cr (к)
Cr2O3 (к)
CoO (к)
Cu (к)
Cu2O (к)
CuO (к)
Cu(OH)2
CuF2 (к)
CuCI2 (к)
CuBr2 (к)
CuI2 (к)
Cu2S (к)
CuS (к)
CuSO4 (к)
CuCO3 (к)
Cu(NO3)2
0
76,6
105,0
251,0
0
-1140,6
–162,0
0
-167,36
–165,3
–443,9
–530,9
–205,9
-141,42
–21,34
–82,01
–48,5
–771,1
-594,96
-307,11
222,9
266,2
257,0
–
23,76
81,2
42,6
33,3
93,93
42,64
79,50
84,5
113,0
142,3
159,0
119,2
66,5
113,3
87,9
193,3
0
94,2
122,3
–
0
-1050,0
–129,9
0
-146,36
-127,19
-356,90
–485,3
–166,1
-126,78
–23,85
–86,19
–48,95
-661,91
-517,98
-114,22
Fe (к)
FeO (к)
Fe2O3(к)
Fe3O4 (к)
Fe(ОН)3к
FeCl3(к)
FeSO4 (к)
FeCO3 (к)
Н2 (г)
HBr (г)
НСN (г)
НCl (г)
НCl (ж)
0
-263,68
–822,2
-1117,1
-824,25
–405,0
-922,57
-744,75
0
–36,3
135,0
–92,3
–167,5
27,15
58,79
87,4
146,2
96,23
130,1
107,5
92,9
130,5
198,6
113,3
186,8
55,2
0
-244,35
–740,3
-1014,2
-694,54
-336,39
-829,69
-637,88
0
–53,3
125,5
–95,2
–131,2
5
РН3(г)
P2O3 (к)
P2O5 (к)
6
5
–820
–1492
7
210
173,5
114,5
8
13
–
–1348,8
Pb (к)
РЬО (к)
PbO2 (к)
PbCI2 (к)
PbSO4 (к)
PbS (к)
0
–219,3
–276,6
–359,2
–918,1
–94,28
64,9
66,1
74,9
136,4
147,3
91,20
0
–189,1
–218,3
–313,97
–811,24
–92,68
Rb (к)
Rb2O (к)
RbOH (к)
0
–330,12
–413,8
76,2
109,6
70,7
0
–290,79
–364,43
S (ромб)
SO2 (г)
SO3 (г)
SiCI4 (ж)
SiH4 (г)
SiO2кварц
SnO (к)
SnO2 (к)
0
–296,9
–395,8
–687,8
34,7
–910,9
–286,0
–580,8
31,88
248,1
256,7
239,7
204,6
41,8
56,5
52,3
0
–300,г
–371,2;
–
57,2
–856,7
–256,9
–519,3
SrO (к)
SrCO3 (к)
–590,4
–1221,3
54,4
97,1
–559,8
–1137,6
Тi (к)
TiС14(ж)
TiO2 (к)
WО3 (к)
Zn (к)
ZnО (к)
ZnS (к)
ZnSO4 (к)
0
–804,2
–943,9
–842,7
0
–350,6
–201,0
–978,2
30,6
252,4
50,3
75,9
41,52
43,6
57,7
124,6
0
–737,4
–888,6
–763,9
0
–320,7
–198,32
–871,57
36
СПИСОК РЕКОМЕНДУЕМОЙ ЛИТЕРАТУРЫ
1 Ахметов Н.С Общая и неорганическая химия.– М.: Высшая школа, 2003.– 670 с.
2 Коровин Н.В. Общая химия.- М.: Высшая школа - 2006.-557 с.
3 Глинка Н.И., Рабинович В.А., Рубина Х.М. Задачи и упражнения по общей химии: учеб. пособие для студентов нехим. спец. вузов/под ред. В.А. Рабиновича,
Х.М. Рубиной.–М.: Интеграл–Пресс, 2004.–240 с.
4 Гольбрайх З.Е., Маслов Е.И. Сборник задач и упражнений по общей химии. –
М.: Высшая школа, 1997. – 384 с.
5 Булатова О.Ф., Сыркин А.М. Тепловые эффекты и направление химических
процессов: учеб. пособие.-Уфа: Изд-во УГНТУ, 2008. - 67с.
37
ЗАДАНИЕ №3
ПО ТЕМЕ: «ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ»
1 ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
1.1 ВЫЧИСЛЕНИЕ СКОРОСТИ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Пример 1. Как запишется закон действия масс для реакции горения угля
С + O2 → СО?
Решение: В случае гетерогенных реакций в уравнения закона действия масс входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой фазе или в
растворе. Концентрация вещества, находящегося в твердой фазе, обычно представляет собою постоянную величину и поэтому входит в константу скорости.
W = k' · const · [O2] = k · [O2] ,
где k = k' · const.
Пример 2. Написать выражение закона действия масс для реакций
а) 2NO (г.) + Cl2 (г.) → 2NOCl (г.);
б) CaCO3 (к.) → СaO (к.) + CO2 (г.).
Решение: а) v = k[NO]2[Cl2] ;
б) Поскольку карбонат кальция – твердое вещество, концентрация которого не
изменяется в ходе реакции, искомое выражение будет иметь вид v = k, т.е. в данном случае скорость реакции при определенной температуре постоянна.
Пример 3. Предскажите, как изменится скорость газовой реакции
A + 2B + 3D → F
при повышении общего давления в 3 раза.
Решение: Пусть W1–скорость при некотором первоначальном давлении
рA, рB, рD:
W1 = k рA рB2рD3.
Пусть W2 – скорость при концентрациях 3р А ; 3р В2 ; 3р D3 . Тогда скорость возрастет:
W2 k (3p A ) (3p B )2 (3p D )3
=
= 3 6 = 729.
2
3
W1
k p A (p B ) (p D )
Таким образом, увеличение общего давления в 3 раза приводит к увеличению парциальных давлений компонентов в то же число раз, что скажется в 729кратном увеличении скорости.
Пример 4. Как изменится скорость реакции
2NO (г.) + O2 (г.) = 2NO2 (г.),
если уменьшить объем реакционного сосуда в 3 раза?
Решение: До изменения объема скорость реакции выражалась уравнением
v = k[NO]2[O2].
Вследствие уменьшения объема концентрация каждого из реагирующих веществ
возрастет в 3 раза. Следовательно,
v' = k(3[NO])2(3[O2]) = 27k[NO]2[O2].
Сравнивая выражения для v и v', находим, что скорость реакции возрастет в 27
раз.
38
1.2 ВЛИЯНИЕ ТЕМПЕРАТУРЫ И ПРИРОДЫ ВЕЩЕСТВ НА СКОРОСТЬ
РЕАКЦИИ
Пример 1. Температурный коэффициент скорости реакции равен 2,8. Во сколько
раз возрастет скорость реакции при повышении температуры от 20 до 75 0С?
Решение: Поскольку Δt = 550С, то обозначив скорость реакции при 20 и 750С соответственно через v и v', можем записать:
v'/v = 2,855/10 =2,85,5; lg(v'/v) = 5,5lg2,8 = 5,5.0,447 = 2,458.
Отсюда v'/v = 287. Скорость реакции увеличится в 287 раз.
Пример 2. Энергия активации некоторой реакции в отсутствие катализатора равна 75,24 кДж/моль, а с катализатором – 50,14 кДж/моль. Во сколько раз возрастет
скорость реакции в присутствии катализатора, если реакция протекает при 25 0С?
Решение: Обозначим энергию активации реакции без катализатора через Е а, а с
катализатором – через Е′а; соответствующие константы скорости реакции обозначим через k и k'. Используя уравнение Аррениуса, находим:
k'
k
e
e
Ea' /RT
Ea /RT
e (Ea
Ea' )/RT
.
Отсюда:
k'
ln
k
E a'
Ea
k'
2,3lg
k
RT
;
k'
lg
k
E a E a'
.
2,3RT
Подставляя в последнее уравнение данные задачи, выражая энергию активации в
джоулях и учитывая, что Т = 298 К, получим
k'
lg
k
(75,24 50,14) 103
2,3 8,314 298
25,1 103
2,3 8,314 298
4,4.
Окончательно находим: k'/k = 2,5.104.
1.3 ВЫЧИСЛЕНИЕ КОНСТАНТЫ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ
Пример. При некоторой температуре константа диссоциации йодоводорода на
простые вещества равна 6,25.10-2. Какой процент HI диссоциирует при этой температуре?
Решение: Уравнение реакции диссоциации HI:
2 HI ↔ H2 + I2
Обозначим начальную концентрацию HI через С моль/л. Если к моменту наступления равновесия из каждых С молей йодоводорода диссоциировано х молей, то
при этом, согласно уравнению реакции, образовалось 0,5х моль H2 и 0,5х моль I2.
Таким образом, равновесные концентрации составляют
[HI] = (С – х) моль/л;
[H2] = [I2] = 0,5х моль/л.
Подставим эти значения в выражение константы равновесия реакции:
K
[H 2 ] [I 2 ]
[HI]
2
;
6,25 10
2
0,5 х 0,5 х
.
(С х) 2
Извлекая из обеих частей уравнения квадратный корень, получим
0,25 = 0,5х/(С – х), откуда х = 0,333 С.
Таким образом, к моменту наступления равновесия диссоциировало 33,3% исходного количества йодоводорода.
39
1.4 ВЫЧИСЛЕНИЕ РАВНОВЕСНЫХ КОНЦЕНТРАЦИЙ
Пример. В системе А (г.) + 2В (г.) = С (г.) равновесные концентрации равны: [A] =
0,06 моль/л; [B] = 0,12 моль/л; [C] = 0,216 моль/л. Найти константу равновесия
реакции и исходные концентрации веществ А и В.
Решение: Константа равновесия данной реакции выражается уравнением
K
[C ]
.
[ A] [ B]2
Подставляя в него данные задачи, получаем
K
0,216
0,06 (0,12) 2
250.
Для нахождения исходных концентраций веществ А и В учтем, что, согласно
уравнению реакции, из 1 моль А и 2 моль В образуется 1 моль С. Поскольку по
условию задачи в каждом литре системы образовалось 0,216 моль вещества С, то
при этом было израсходовано 0,216 моль А и 0,216·2 = 0,432 моль В.
Исходные вещества
Равновесные концентрации
Соотношение реагирующих веществ
Количество израсходованного/образовавшегося вещества в 1 л
Исходные концентрации
А
В
[A]p = 0,06
моль/л
[B]р = 0,12
моль/л
1
2
0,216 · 2 =
0,216
0,432
[A]0 = 0,06 + [B]0 = 0,12 +
0,216 = 0,276 0,432 = 0,552
моль/л
моль/л
С
[C]р =
0,216
моль/л
1
0,216
0
Таким образом, исходные концентрации равны: [A]0 = 0,276 моль/л;
[B]0 = 0,552 моль/л.
1.5 НАПРАВЛЕНИЕ СМЕЩЕНИЯ РАВНОВЕСИЯ
Пример. В каком направлении сместится равновесие в системах
а) СО (г.) + Cl2 (г.) ↔ СОСl2 (г.),
б) Н2 (г.) + I2 (г.) ↔ 2 HI (г.),
если при неизменной температуре увеличить давление путем уменьшения объема
газовой смеси?
Решение: а) протекание реакции в прямом направлении приводит к уменьшению
общего числа молей газов, т.е. к уменьшению давления в системе. Поэтому, согласно принципу Ле-Шателье, повышение давления вызывает смещение равновесия в сторону прямой реакции;
б) протекание реакции не сопровождается изменением числа молей газов и не
приводит, следовательно, к изменению давления. В этом случае изменение давления не вызывает смещения равновесия.
40
2
ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
2.1 Написать выражение скорости химических реакций, протекающих
по схеме 2А + В = С, если а) А и В - газообразные вещества;
б) А - твердое вещество, В - газ.
2.2 Написать выражение для скорости химических реакций:
2Al(к) + 3Br2 = 2AlBr3(г);
СО2(г) + С(к) = 2СО(r);
2Mg(к) + O2(г) = 2Mg(к); 2NО(г) + О2( г) = 2NО2 (г).
2.3 Написать выражение скорости химических реакций, протекающих между а)
водородом и кислородом; б) азотом и водородом;
в)алюминием и кислородом;
г) раскаленным углем и водяным
паром.
2.4 Написать выражение скорости химической реакции, протекающей в гомогенной системе А + 2В = С, и определить, во сколько раз увеличится скорость реакции, если: а)концентрация А увеличится в 2 раза;
б) концентрация В увеличится в 3 раза; в) концентрация А и В увеличится в 2 раза.
2.5 Написать выражение скорости реакций, протекающих между:
a) aзотом и кислородом; б)водородом и кислородом; в) оксидом азота (II) и кислородом; г) диоксидом углерода и раскаленным углем.
2.6 Написать выражение скорости реакций, протекающих по схеме A + В = AB,
если: a) A и В - газообразные вещества; б) А и В- вещества, находящиеся в растворе; в) А-твердое вещество, а В - газ или вещество, находящееся в растворе.
2.7 Написать выражение скорости химической реакции, протекающей в гомогенной системе по уравнению А + 2В = АВ2, и определить, во сколько раз увеличится
скорость этой реакции, если: а) концентрация А увеличится в 2 раза; б) концентрация В увеличится в 2 раза; в) концентрация обоих веществ увеличится в 2 раза.
2.8 Реакция протекает по схеме 2А + 3В = С. Концентрация вещества А уменьшилась на 0,1 моль/л. Каково при этом изменение концентрации вещества В?
2.9 В реакции С + О2 = СО2 концентрация кислорода увеличена в 4 раза. Во
сколько раз возрастет скорость реакции?
2.10 Написать уравнение скорости реакции С + О2 = СО2 и определить, во сколько
раз увеличится скорость реакции при увеличении концентрации кислорода в три
раза.
2.11 Реакция между оксидом азота (II) и хлором протекает по уравнению 2NO+Cl2
↔ 2NOCl. Как изменится скорость реакции при увеличении: а)концентрации оксида азота в два раза; б)концентрации хлора в два раза; в)концентрации обоих веществ в два раза?
2.12 В реакции С + 2Н2= СН4 концентрация водорода увеличится в 2 раза. Во
сколько раз возрастет скорость реакции?
2.13 Как изменится скорость прямой реакции N2 + 3Н2↔ 2NH3, если объем газовой смеси уменьшить в 2 раза?
2.14 Во сколько раз следует увеличить концентрацию оксида углерода в системе
2СО = СО2 + С, чтобы скорость реакции увеличилась в четыре раза?
41
2.15 Во сколько раз следует увеличить концентрацию водорода в системе
N2 + 3Н2 ↔ 2NН3, чтобы скорость реакция возросла в 100 раз?
2.16 Как изменится скорость реакции СО + Cl2 ↔ COCl2, если объем системы:
а) уменьшить вдвое; б) увеличить втрое?
2.17 Как изменится скорость реакции 2NО + O2 ↔ 2NO2, если объем газовой смеси уменьшить в три раза?
2.18 Как изменится скорость реакции Na2S2O3 = Na2SO4 + H2SO4+S, если:
а)реагирующую смесь разбавить в три раза; б) повысить концентрацию Na2S2O3 в
два раза, а серной кислоты - в три раза; в) понизить концентрацию Na2S2O3 в два
раза, а серной кислоты повысить в два раза?
2.19 Во сколько раз необходимо увеличить концентрацию углекислого газа, чтобы скорость реакции СО2 + С = 2СО возросла в 3 раза?
2.20 Как изменится скорость реакции N2 + 3H2 ↔ 2NH3 , если объем газовой смеси увеличить в два раза?
2.21 Во сколько раз надо изменить давление газовой смеси для того, чтобы увеличить скорость реакции 2SО2 + О2 ↔ 2SО3 в 27 раз?
2.22 Как изменится скорость реакции 2NО + O2 ↔ 2NO2, если давление этой химической системы, находящейся в замкнутом сосуде, увеличить в два раза?
2.23 Как надо повысить давление в некоторой газовой химической системе
А + В ↔ С для того, чтобы скорость реакции образования вещества С возросла в
33 раза?
2.24 Во сколько раз следует увеличить давление, чтобы скорость образования NO2
по реакции 2NO + O2 ↔ 2NO2 возросла в 1000 раз?
2.25 К некоторому моменту времени скорость реакции А + B ↔ C уменьшилась в
100 раз. Как изменились концентрации веществ А и В (начальные концентрации
веществ А и В были равны между собой)?
2.26 Константа скорости реакции омыления этилового эфира уксусной кислоты
едким натром
CH3COOС2H5 + NaOH = CH3COONa + C2H5OH
при 100C равна 2,38, если время выражено в минутах. Найти скорость реакции в
начальный момент, если смешать
а)1л 0,5 М раствора эфира и 1 л 0,5 М раствора едкого натра;
б)4 л 0,2 раствора эфира с 4 л 0,5 М раствора едкого натра.
2.27 Константа скорости взаимодействия окиси углерода и хлора при 270С равна
0,18, если время выражено в минутах. Найти отношение скоростей в начальный
момент реакции и в момент, когда половина исходных веществ вступила в реакцию, если взяты эквимолекулярные количества окиси углерода и хлора, а объем,
занимаемый газами, не изменяется.
2.28 На сколько градусов следует повысить температуру, чтобы скорость реакции
возросла в 8 раз (γ = 2)?
2.29 Во сколько раз увеличится скорость реакции, если температура повысилась
на 300С, а γ = 3?
2.30 При повышении температуры на 60°С скорость реакции увеличилась в 4000
раз. Вычислить γ.
42
2.31 При повышении температуры на 42°С скорость реакции увеличилась в 320
раз. Вычислить γ.
2.32 Скорость химической реакции возросла в 124 раза, γ = 2,8.
На сколько градусов была повышена температура?
2.33 Во сколько раз увеличится константа скорости химической реакции при повышении температуры на 400С, если γ = 3,2?
2.34 На сколько градусов следует повысить температуру системы, чтобы скорость протекающей в ней реакции возросла в 30 раз (γ=2,5)?
2.35 При повышении температуры на 500С скорость реакции возросла в 1200 раз.
Bычиcлить γ.
2.36 Вычислить γ реакции, если константа скорости её при 120°С составляет 5,88
10-4, а при 1700С равна 6,7 10-2 с-1.
2.37 Примем скорость некоторой химической реакции при 0°С за единицу. Чему
будет равна скорость той же реакции при 200°С, если принять температурный коэффициент скорости равным 3?
2.38 Скорость некоторой реакции при 100°С равна единице. Во сколько раз медленнее будет протекать та же реакция при 10°С (температурный коэффициент
скорости принять равным? 2) Если реакция протекает практически до конца при
1000С за 10 с, то сколько времени для той же реакции понадобится при 10 0С?
2.39 Некоторая реакция при 00С протекает практически до конца за 4,5 часа (около 16384с = 214с). При какой температуре реакция пройдет практически до конца в
1с (температурный коэффициент принять равным 2)?
2.40 Температурный коэффициент скорости некоторых ферментативных процессов достигает семи. Принимая скорость ферментативного процесса при 20 0С за
единицу, указать, чему могла бы быть равна скорость этого процесса при 50 0С.
2.41 Две реакции при 283К протекают с одинаковой скоростью. Температурный
коэффициент скорости первой реакции равен 2,5, второй-3. Как будут относиться
скорости реакций, если первую провести при 350К, а вторую - при 330К?
2.42 При какой температуре реакция закончится за 45 мин, если при 293К на это
требуется 3 часа? Температурный коэффициент скорости реакции равен 3,2.
2.43 На сколько надо повысить температуру, чтобы скорость реакции возросла в
90 раз? Температурный коэффициент равен 2,7.
2.44 Температурный коэффициент скорости реакции разложения йодистого водорода 2HJ ↔ H2 + J2 равен 2. Найти константу скорости этой реакции при 624К,
если при 629К константа скорости равна 8,9 · 10-5 л.моль-1·с-4.
2.45 Определить температурный коэффициент скорости реакции, если при изменении температуры на 450С реакция замедлилась в 25 раз.
2.46 Константа скорости некоторой реакции при 273К равна 1,17 л·моль -1·с-4, а
при 298К – 6,56 л·моль-1·с-1. Найти температурный коэффициент скорости реакции.
2.47 Из двух молей СО и двух молей Cl2 образовалось при некоторой температуре 0,45 моль COCl2. Вычислить константу равновесия системы СО + Cl2 ↔ COCl2.
2.48 В сосуд объемом 0,5 л помещено 0,5 моль водорода и 0,5 моль азота. К
43
моменту равновесия образовалось 0,02 моль аммиака. Вычислить константу равновесия.
2.49 Вычислить константу равновесия системы COCl2 ↔ СО + Cl2, если при некоторой температуре равновесные концентрации oксида углерода (П) и хлора в системе равны и составляют 0,001моль/л, a [COCl2] =4,65 . 10-5 моль/л.
2.50 Вычислить константу равновесия реакции А + 2В↔ С, если равновесные
концентрации (моль/л): [A]=0,12; [В]=0,24; [С]=0,295.
2.51 Равновесие реакции 2NO2 ↔ 2NO + O2 установилось при концентрациях
(моль/л) [NO2]=0,02; [NO]=0,08; [O2]=0,16. Вычислить константу равновесия этой
реакции.
2.52 Реакция СО + Cl2 ↔ COCl2 протекает в объеме 10 л. Состав равновесной
смеси: 14г СО; 35,5г Cl2 и 49,5г COCl2. Вычислить константу равновесия реакции.
2.53 Вычислить константу равновесия обратимой реакции СО + H2↔ CO+H2O,
если при равновесии концентрации всех веществ оказались следующими (моль/л):
[СO2]=0,02; [Н2]= 0,005; [С0]= 0015 [H2O]= 0,015.
2.54 Вычислить константу равновесия системы N2 + 3H2 ↔ 2NH3, если в состоянии равновесия концентрация аммиака составляет 0,4 моль/л, азота 0,03 моль/л, а
водорода 0,10 моль/л.
2.55 В начальный момент протекания реакции N2 + 3H2 ↔ 2NH3, концентрации
были равны (в моль/л): [N2| = 1,2, [H2]=2,2 и [NH3] = 0. Чему равны концентрации
азота и водорода в момент достижения концентрации аммиака 0,4 моль/л?
2.56 Исходные концентрации оксида азота (II) и хлора в системе
2NO + Cl2 ↔ 2NOCl составляют соответственно 0,5 моль/л и 0,2 моль/л. Вычислить константу равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало 20% оксида азота (II).
2.57 Начальные концентрации в реакции СО + H2O = СO2 + H2 равны (моль/л):
[СО]=0,2; [H2Oгаз]=0,4; [СO2]=0,3 и [Н2]=0,1. Вычислить концентрации всех участвующих в реакции веществ после того, как прореагировало 40% СО.
2.58 Вычислить константы равновесия систем:
а) С + О2 ↔ СО2; б) С + СО2 ↔ 2СО, в которых парциальные давления СО 2 в состоянии равновесия составляют 0,2 общего давления газовых смесей.
2.59 Константа равновесия системы 2HJ ↔ Н2 + J2 равна при некоторой температуре 2 · 10-2. Вычислить степень термической диссоциация HJ.
2.60 Константа равновесия системы N2 +O2 ↔ 2NO составляет при некоторой
температуре 5 · 10 -2. Определить выход NО в процентах (по объему), если исходные газы взяты: а) в равномолярных концентрациях; б) из воздуха - в объемном
отношении 4 : 1.
2.61 Вычислить константу равновесия реакции Н2 + J2 ↔ 2HJ, происходящей в
сосуде объемом 2 л, если первоначальные количества веществ были следующие:
0,2 г Н2, 0,127г J2 и к моменту равновесия прореагировало 20% водорода.
2.62 Найти число молей HJ, H2 и J2 в момент равновесия, если константа равновесия 2HJ ↔ Н2 + J2 равна 1/64 при 4400С и в реакцию был взят 1 моль HJ.
2.63 При 7160С константа скорости образования HJ равна 1,6 · 10-2, а константа
скорости диссоциации 3·10 -4 . Найти константу равновесия при данной температуре.
44
2.64 При некоторой температуре 10% молекул йода распалось на атомы; определить константу равновесия для данной температуры, если один моль йода находится в сосуде емкостью V литров.
2.65 Оксид углерода (II) и хлор были помещены в закрытый сосуд при постоянной температуре. Начальные их концентрации равны 1 моль/л, давление в сосуде
равно 1 атм. В результате реакции СО + Cl2 ↔ COCl2 к моменту равновесия осталось 50% окиси углерода. Каково давление в сосуде при равновесии?
2.66 Как изменится давление при наступлении равновесия в реакции
N2 + 3H2 ↔ 2NH3, протекающей в закрытом сосуде при постоянной температуре,
если начальные концентрации азота и водорода равняются - соответственно
2 и 6 моль/л и если равновесие наступает тогда, когда прореагирует 10% первоначального количества азота?
2.67 В замкнутом сосуде протекает обратимый процесс диссоциации:
PCl5 ↔ PCl3 + Cl2. Начальная концентрация PCl5 равна 2,4 моль/л. Равновесие
установилось после того, как 33,3% PCl5 диссоциировало. Вычислить константу
равновесия.
2.68 В замкнутом сосуде при некоторой температуре протекает обратимая реакция СО + Н2О(г) ↔ Н2 + СО2. В данном случае равновесие установилось при следующих концентрациях участвующих в реакции, веществ: [СО]=0,04,
[H2O](г)=0,16, [H2]=0,08 и [СO2] = 0,08 моль/л. Вычислить константу равновесия и
определить первоначальные концентрации СО и H2O (учесть, что в начале реакции концентрации Н2 и СО2 были равны нулю).
2.69 Реакция идёт по уравнению Н2 + J2 ↔2HJ. В некоторый момент времени
концентрации были: [H2] = 0,049, [J2] = 0,024, [HJ] = 0,01 моль/л. Найти концентрации участвующих в реакции веществ в момент, когда концентрация водорода
уменьшится на 0,012 моль/л.
2.70 Вычислить процент разложения молекулярного хлора на атом, если константа равновесия составляет 4,2 · 10 -4 , а исходная концентрация хлора 0,04
моль/л.
2.71 При нагревании смеси углекислого газа и водорода в закрытом сосуде устанавливается равновесие СО2 + Н2 ↔ СО + Н2O. Константа равновесия при некоторой температуре равна 1. Сколько процентов СО 2 превратятся в СО, если смешать 1 моль СО2 и 2 моль Н2 при этой температуре?
2.72 Пентахлорид фосфора диссоциирует при нагревании по уравнению
РCl5↔РCl5 + Cl2. Вычислить константу равновесия этой акции, если из 3 моль
РCl5, находящихся в закрытом сосуде V 10 л, подвергаются разложению 2,5 моль.
2.73 При смешении уксусной кислоты и этилового спирта происходит реакция
СН3СООН + С2Н5ОН ↔ СН2СООС2Н5 + Н2О.
В сосуд введено по 1 моль всех четырех веществ, приведенных в уравнении реакции. После установления равновесия в смеси находится 1,33 моль эфира. Какое
значение будет иметь константа равновесия этой реакции?
2.74 Константа равновесия обратимой реакции А + В ↔ С + D pавна 1/3. Вычислить равновесные концентрации веществ А, В, C и D (моль/л), если начальные
концентрации равны: [А] = 2 моль/л и [В] = 4 моль/л.
45
2.75 Обратимая реакция выражается уравнением А + В ↔ С + D, константа равновесия равна 1. Начальные концентрации: [А] = 3 моль/л и [В] = 2 моль/л. Вычислить равновесные концентрации всех участвующих в реакции веществ.
2.76 В равновесной системе А + В ↔ С + D начальные концентрации веществ
А и В соответственно равны 4 моль/л и 3 моль/л. Равновесная концентрация
[А] = 2 моль/л. Найти равновесные концентрации веществ В, С и D и константу
равновесия. Сколько молей вещества В надо ввести в систему для того, чтобы
прореагировало ещё 50% от равновесного количества вещества А? Как смещается при этом равновесие реакции и отвечает ли его направление смещения
принципу Ле-Шателье?
2.77 Константа paвновесия системы СО + H2O ↔ СO2 + H2 пpи некоторой температуре равна 1. Вычислить процентный состав смеси в состоянии равновесия,
если начальные концентрации СО и H2 составляли по 1 моль/л.
2.78 При некоторой температуре равновесные концентрации реакции
2SО2 + О2 ↔ 2SО3 составляли соответственно [SО2] = 0,04 моль/л, [О2] =
=0,06 моль/л, [SО3]= 0,02 моль/л. Вычислить константу равновесия и исходные
концентрации оксида серы (IV) и кислорода.
2.79 Равновесие реакции 4HCl (г) + O2 ↔ 2H2O (г) + 2С12 установилось при следующих концентрациях: [Н2O](г) = [Сl2] = 0,14, [НCl](г) = 0,2 и
[О2]=0,32 моль/л. Вычислить константу равновесия и начальную концентрацию
кислорода.
2.80 Константа равновесия системы 2N2 + O2
2N2O равна 1,21. Равновесные
концентрации: N2 = 0,72 и N2О = 0,84 моль/л. Найти начальную и равновесную
концентрации кислорода.
2.81 Равновесные концентрации веществ в обратимой реакции N2 + 3H2
2NH3
составляют (моль/л): N2 = 4; Н2 = 9; NH3 = 6. Вычислить исходные концентрации азота и водорода и константу равновесия.
2.82 Равновесные концентрации веществ обратимой реакции 2SО2 + О2 ↔ 2SО3
составляют (моль/л): [SО2]= 0,0002; [О2]= 0,004; [SО3]= 0,003. Найти исходные
концентрации кислорода и сернистого газа. Вычислить константу равновесия.
2.83 Вычислить начальные концентрации хлора и оксида углерода, а также константу равновесия реакции СО + Сl2
СОСl2, если равновесные концентрации
(моль/л): С12 = 0,3, СО = 0,2; СОСl2 = 1,5.
2.84 Определить равновесную концентрацию водорода в системе 2HJ
H2 + J2,
если исходная концентрация HJ составляла 0,05 моль/л, а константа равновесия
равна 0,02.
2.85 Константа равновесия реакции N2 + 3H2
2NH3 равна 0,1. Равновесные
концентрации Н2 = 0,2 моль/л и NH3 = 0,08 моль/л. Вычислить начальную и
равновесную концентрации азота.
2.86 Найти равновесные концентрации водорода и йода в системе H2 + J2
2HJ,
если их начальные концентрации составляли соответственно 0,5 и
1,5 моль/л соответственно, а равновесная концентрация HI равна 0,8 моль/л.
2.87 Константа равновесия реакции СО + H2O ↔ СO2 + H2 при 10900С равна
0,51. Найти состав реакционной смеси в момент достижения равновесия, если в
46
реакцию введено по одному моль оксида углерода (II) и водяного пара.
2.88 Равновесная концентрация HJ в системе H2 + J2
2HJ равна
0,04 моль/л, а равновесные концентрации водорода и йода составляют по
0,08 моль/л. Вычислить константу равновесия.
2.89 Исходные концентрации окиси углерода (ІІ) и паров воды равны и составляют по 0,03 моль/л. Вычислить равновесные концентрации СО, H2O и Н2 в системе СО + H2O ↔ СO2 + H2, если равновесная концентрация СO2 оказалась равной 0,01.
2.90 В каком направлении произойдет смещение равновесия при изменении
давления в системах:
а) 2NO + O2 ↔ 2NO2; б) 4HCl + O2 ↔ 2H2O + 2Cl2; в) H2 + S ↔ H2S?
2.91 В
каком направлении произойдет смещение равновесия при
повышении температуры систем:
а) COCl2 ↔ СO + Cl2;
∆H0 > 0;
б) 2CO ↔ СO2 + C;
∆H0 < 0;
в) 2SO3 ↔ 2SO2 + O2;
∆H0 > 0?
2.92 В какую сторону сместится равновесие обратимых реакций:
а) PCl5 ↔ PCl3 + Cl2;
∆H0 =129,6 кДж;
б) N2 + O2 ↔ 2NO;
∆H0 =179,7 кДж;
в) N2 + 3H2 ↔ 2NH3;
∆H0 =-91.9 кДж;
г) CO + H2O ↔ CO2 + H2; ∆H0 =-41,8 кДж
при повышении температуры? При повышении давления?
2.93 Сместится ли равновесие при сжатии следующих химических систем:
а) H2 + J2 ↔ 2HJ;
б) 2CO + O2 ↔ 2СO2;
в) 2SO2 + O2 ↔ 2SO3 ;
г) CO + H2O ↔ H2 + CO2?
2.94 Как надо поступить для того, чтобы при данной концентрации исходных
веществ максимально повысить выход SO3 по реакции
2SO2+O2↔2SO3;
∆H0 = - 188,1 кДж?
2.95 Рассчитать, как изменятся скорости прямой и обратной реакции при увеличении давления вдвое в системах Н2 + J2 ↔ 2HJ и 2NO + O2 ↔ 2NO2, в какую сторону сместится равновесие?
2.96 В какую сторону сместится равновесие при повышении температуры в системах:
а) N2 + 3H2 ↔ 2NH3;
∆H0 = -91,9 кДЖ;
б) N2O4 ↔ 2NO2;
∆H0 = -56,8 кДЖ;
в) 2CO + O2 ↔ 2CO2 ;
∆H0 = 568 кДЖ;
г) N2 + O2 ↔ 2NO;
∆H0 =-180,7 кДж?
2.97 Как повлияет на состояние равновесия в системе 4HCl + O2 ↔ 2H2O + 2Cl2
∆H0 < 0 повышение давления и температуры?
2.98 В какую сторону сместится равновесие реакций
а) 2H2S ↔ 2H2+ S2;
∆H0 = 41,8 кДж;
б) CO + H2O ↔ CO2 + H2 ;
∆H0 = 41,8 кДж
а) при понижении температуры; б) при повышении давления?
47
2.99 Как отразится повышение давления на равновесии в системах:
а) 2H2 (г) + O2 (г) ↔ 2H2O (г);
б) CO2 (г) + C(k) ↔ 2CO (г);
в) CaCO3 (k) ↔ CaO(k) + CO2 (г) ?
2.100 Как повлияет на смещение равновесия реакций
а) 2H2 + O2 ↔ 2H2O ;
∆H0 > 0;
б) N2 + O2 ↔ 2NO;
∆H0 < 0
а) повышение температуры; б) уменьшение давления?
2.101 В какую сторону сместится равновесие при повышении давления в системах:
а) PCl5 ↔ PCl3 + Cl2;
N2 + 3H2 ↔ 2NH3;
б) 2NO2 ↔ 2NO + O2;
2NO2 ↔ N2O4;
в) HJ ↔ H2 + J2;
N2 + O2 ↔ 2NO?
2.102 В каком направлении сместится равновесие в системе
4HCl + O2
2Cl2 +2H2O (∆H0 < 0)
а) при повышении температуры;
б) при повышении давления (все вещества находятся в газообразном состоянии).
Как следует изменить температуру и давление, чтобы максимально сместить равновесие вправо?
ВАРИАНТЫ ЗАДАНИЙ
Номер
Номер задачи
варианта
2.31 2.50 2.77 2.93
26
2.26
2.32 2.51 2.78 2.94
27
2.27
2.33 2.52 2.79 2.95
28
2.28
2.34 2.53 2.80 2.96
29
2.29
2.35 2.54 2.81 2.97
30
2.30
2.36 2.55 2.82 2.98
31
2.1
2.37 2.56 2.83 2.99
32
2.2
2.38 2.57 2.84 2.100
33
2.3
2.39 2.58 2.85 2.101
34
2.4
2.40 2.59 2.86 2.102
35
2.5
2.41 2.60 2.87 2.101
36
2.6
2.42 2.61 2.88 2.100
37
2.7
2.43 2.62 2.89 2.105
38
2.8
2.44 2.63 2.90 2.93
39
2.9
2.45 2.64 2.91 2.94
40
2.10
2.46 2.65 2.92 2.95
41
2.11
2.47 2.66 2.77 2.96
42
2.12
2.48 2.67 2.78 2.97
43
2.13
2.49 2.68 2.79 2.98
44
2.14
2.31 2.69 2.80 2.99
45
2.15
3
Номер
варианта
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
2.1
2.2
2.3
2.4
2.5
2.6
2.7
2.8
2.9
2.10
2.11
2.12
2.13
2.14
2.15
2.16
2.17
2.18
2.19
2.20
Номер задачи
2.37
2.38
2.39
2.40
2.41
2.42
2.43
2.44
2.45
2.46
2.47
2.48
2.49
2.31
2.32
2.33
2.34
2.35
2.36
2.37
2.75
2.76
2.50
2.51
2.52
2.53
2.54
2.55
2.56
2.57
2.58
2.59
2.60
2.61
2.62
2.63
2.64
2.65
2.66
2.67
2.86
2.87
2.88
2.89
2.90
2.91
2.92
2.77
2.78
2.79
2.80
2.81
2.82
2.83
2.84
2.85
2.86
2.87
2.88
2.89
2.99
2.93
2.94
2.95
2.96
2.97
2.98
2.99
2.100
2.101
2.102
2.101
2.100
2.105
2.93
2.94
2.95
2.96
2.97
2.98
48
21
22
23
24
25
2.21
2.22
2.23
2.24
25
2.32
2.33
2.34
2.35
2.36
2.70
2.71
2.72
2.73
2.74
2.81
2.82
2.83
2.84
2.85
2.100
2.101
2.102
2.101
2.100
46
47
48
49
50
2.16
2.17
2.18
2.19
2.20
2.38
2.39
2.40
2.41
2.42
2.68
2.69
2.70
2.71
2.72
Продолжение
2.90 2.99
2.91 2.100
2.92 2.101
2.77 2.102
2.78 2.101
СПИСОК РЕКОМЕНДУЕМОЙ ЛИТЕРАТУРЫ
1 Глинка Н.Л., Ермаков А.И. Общая химия: учеб. пособие для вузов
/под ред. А.И. Ермакова.-29-е изд., испр.-М.: Интеграл-Пресс, 2004.-728 с.
2 Глинка Н.Л.Задачи и упражнения по общей химии.-М.:Интеграл-пресс, 2006.240с.
3 Коровин М.В. Общая химия. - М.: Высшая школа, 2006. - 557 с.
49
ЗАДАНИЕ 4 ПО ТЕМЕ «РАСТВОРЫ»
1.1 ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
1.1 ПРОЦЕНТНАЯ КОНЦЕНТРАЦИЯ
Пример 1
а) Определите массовую долю (%) хлорида калия в растворе, содержащем 0,053
кг KCl в 0,5 л раствора, плотность которого 1063 кг/м3.
Решение:
Массовая доля ω или С% показывает, сколько единиц массы растворенного вещества содержится в 100 единицах массы раствора. Массовая доля - безразмерная
величина, ее выражают в долях единицы или процентах:
A
100
mA
,
m р ра
где ωA - массовая доля (%) растворенного вещества;
mA- масса растворенного вещества, г;
mр-ра – масса раствора, г.
Масса раствора равна произведению объема раствора V на его плотность ρ:
m1
100%.
m
m=ρV, тогда w
Массовая доля хлорида калия в растворе равна:
kCl
0,053 100
1063 0.5 10
3
10%.
Пример 2
Какой объем раствора азотной кислоты с массовой долей HNO 3 30%
(ρ=1180кг/м3) требуется для приготовления 20 л 0,5 М раствора этой кислоты?
Решение: Сначала определяем массу азотной кислоты в 20 л 0,5 М раствора:
C M ( HNO3 )
mA
;
MV
M (HNO3)=63,01 г/моль;
mHNO3=0,5·63,01·20=630,1 г.
Определим, в каком объеме раствора с массовой долей HNO 3 30% содержится
630,1 г HNO3 :
V
100
c%
630,1 10 3 100
1,78 10 3 м 3
30 1180
1,78 л.
Следовательно , чтобы приготовить 20 л 0,5 М HNO 3, надо израсходовать всего
1,78 л раствора азотной кислоты с массовой долей HNO 3, равной 30%.
Пример 3
Какую массу раствора с массовой долей КОН 20% надо прибавить к 250 г раствора с массовой долей КОН 90%, чтобы получить раствор с ω КОН=50 %?
Решение: Задача решается с помощью правила смешения. Массу раствора с массовой долей КОН 20 % обозначим через х.
50
Тогда
х
250
90 50
250 20
40
30
4
;
3
3х=1000;
х=333,3.
Для получения раствора с массовой долей КОН 50 % необходимо к 250 г раствора
КОН с ω=90 % прибавить 333,3 г раствора КОН с 20 %.
Задачи такого типа решают с помощью диагональной схемы или «правила креста»: точкой пересечения двух отрезков прямой обозначают свойства смеси, которую необходимо получить.
20
(90-50)=40
50
90
(50-20)=30
Массы исходных растворов, необходимые для приготовления смеси, обратно
пропорциональны разностям между концентрациями заданного и менее концентрированного раствора и более концентрированного и заданного растворов:
х
250
40
;
30
х
1000
3
333,3г.
Также эту задачу можно решить, учитывая, что при сливании двух растворов суммируется масса растворенного вещества. Пусть масса 20% раствора х г,
тогда масса КОН в нем 0,2 х. Масса КОН во втором растворе 0,9 · 250 = 225 г.
Масса вещества в итоговом растворе 0,5 · (250 + х). Таким образом,
0,2х + 225 = 0,5(250+х); х=333,3 г.
1.2 МОЛЯРНАЯ И ЭКВИВАЛЕНТНАЯ КОНЦЕНТРАЦИИ
Пример 1
Какова масса NaOH, содержащегося в 0,2 л раствора, если молярная концентрация раствора 0,2 моль/л?
Решение:
Молярная концентрация См или М (молярность) показывает количество растворенного вещества, содержащегося в 1 л раствора.
Молярную концентрацию (моль/л) выражают формулой
C МА
mА
,
M АV
где m1 - масса растворенного вещества, г;
M - молярная масса растворенного вещества, г/моль;
V - объем раствора, л.
M (NaOН)=40 г/моль. Масса NaOH, содержащегося в растворе, равна
MNaOH=MV=0,2·40·0,2=1,6 г.
51
Пример 2
Определите молярную концентрацию эквивалента хлорида железа (ІІІ), если в
0,3 л раствора содержится 32,44 г FeCl3.
Решение:
Молярная концентрация эквивалента вещества (нормальность) показывает число
молярных масс эквивалентов растворенного вещества, содержащихся в 1л раствора (моль/л):
СН А
mА
,
M (1 / zА)V
где mА - масса растворенного вещества, г;
M (1/zА) - молярная масса эквивалента растворенного вещества, г/моль;
V – объем раствора, л.
Молярная масса эквивалента FeCl3 равна
М (1 / 3FeCl 3 )
M ( FeCl 3 )
3
162,206
3
54,07г / моль.
Молярная концентрация эквивалента раствора FeCl3 равна
С Н (1 / 3FeCl3 )
32,44
54 0,7 0,3
2 моль / л.
Пример 3
Определите концентрацию раствора КОН, если на нейтрализацию 0,035 л
0,3 н. H3PO4 израсходовано 0,02 л раствора КОН.
Решение:
Из закона эквивалентов следует, что количество эквивалентов веществ, участвующих в химической реакции, одинаково. В реакции участвуют 0,035·0,3=0,0105
эквивалента фосфорной кислоты. Для нейтрализации H3PO4
потребуется такое же количество вещества эквивалента КОН, т.е.
V(H3PO4)СН(H3PO4)=V(KOH)СН(KOH).
Отсюда
С Н ( КОН )
V ( H 3 PO4 ) С Н ( H 3 PO4 )
V ( KOH )
0,0105
0,02
0,53н.
1.3 МОЛЯЛЬНАЯ КОНЦЕНТРАЦИЯ (МОЛЯЛЬНОСТЬ) , МОЛЬНАЯ ДОЛЯ,
ТИТР
Пример 1
В какой массе эфира надо растворить 3,04 г анилина C6H5NH2 , чтобы получить раствор, моляльность которого равна 0,3 моль/кг?
Решение:
Моляльность раствора Сm (моль/кг) показывает количество растворенного вещества, находящегося в 1 кг растворителя:
52
n( A)
,
m р ля
Cm ( A)
где mр-ля – масса растворителя, кг;
n (А) – количество растворенного вещества, моль.
M (C6H5NH2 ) - 99,13 г/моль.
Масса растворителя (эфира) равна
mр
n( A)
; тогда
Cm( A)
ля
m
3,04
99,13 0,3
0,109кг.
Пример 2
Определите титр 0,01 н. КОН.
Решение:
Титр раствора показывает массу (г) растворенного вещества, содержащегося в
1мл раствора. В 1 л 0,01 н. КОН содержится 0,564 г КОН. Титр этого раствора равен
Т= 0,561/1000=0,000561 г/мл.
Пример 3
Рассчитайте молярные доли глюкозы C6H12O6 и воды в растворе с массовой долей
глюкозы 36 %.
Решение:
Мольная доля вещества А(χ А) в растворе равна отношению количества данного
вещества nА к общему количеству всех веществ, содержащихся в растворе:
A
(
nA
nA
n B ... n р
),
ля
где ( n A nB ... n р ля ) количество всех веществ, содержащихся в растворе.
В 100 г раствора с массовой долей глюкозы, равной 36 %, содержится 36 г глюкозы и 64 г воды:
nC6H12O6 =36/180=0,20 моль;
nH2O= 64/18= 3,56 моль;
nC6H12O6 + nH2O= 0,20 + 3,56 =3,76 моль;
χC6H12O6= 0,20/3,76= 0,053;
χH2O= 3,56/3,76= 0,947.
Сумма молярных долей всех компонентов раствора равна 1.
Пример 4
Вычислите молярную концентрацию эквивалента, молярную концентрацию и моляльность раствора, в котором массовая доля CuSO4 равна 10 %. Плотность раствора 1107 кг/м3.
Решение:
Определим молярную массу и молярную массу эквивалента CuSO4:
M (CuSO4)= 159,61 г/моль; M(1/2 CuSO4)=
159,61
2
79,8г / моль.
В 100 г раствора с ωCuSO4=10 % содержится 10,0 г CuSO4 и 90 г H2O.
53
Следовательно, моляльность раствора CuSO4 равна
Сm(CuSO4/H2O)=10/(159,61·0,09)=0,696 моль/кг.
Молярная концентрация и молярная концентрация эквивалента относятся к 1л
раствора:
mр-ра= ρV= 1107·10-3=1,107 кг.
В этой массе раствора содержится 1,107·0,1=0,1107 кг CuSO4, что составляет
110,7/159,61=0,693 моль, или 0,693·2=1,386 экв.
Молярная концентрация и молярная концентрация эквивалента данного раствора
соответственно равны 0,693 и 1,386 моль/л.
1.4 ОСМОТИЧЕСКОЕ ДАВЛЕНИЕ. ЗАКОН ВАНТ- ГОФФА
Пример 1
Вычисление осмотического давления растворов.
Вычислите осмотическое давление раствора, содержащего в
1,4 л 63 г глюкозы С6Н12О6 при 0°С.
Решение:
Осмотическое давление раствора определяют согласно закону Вант-Гоффа:
Pocм = nRT/V,
где п — количество растворенного вещества, моль;
V – объем раствора, м3;
R — молярная
газовая
постоянная, равная 8,3144 Дж/(моль-К).
В 1,4 л раствора содержится 63 г глюкозы, молярная масса которой равна 180,16
г/моль. Следовательно, в 1,4л раствора содержится
n= 63/180,16=0,35моль глюкозы.
Осмотическое давление этого раствора глюкозы:
Росм
0,35 8,3144 273
5,67 105 Па.
3
1,4 10
Пример 2
Определение молекулярной массы неэлектролита по осмотическому давлению
раствора.
Рассчитайте молекулярную массу неэлектролита, если в 5л раствора содержится
2,5 г неэлектролита. Осмотическое давление этого раствора равно 0,23·10 5 Па при
20°С.
Решение:
Заменив п выражением m/M, где т — масса растворенного вещества, а М —
его молярная масса, получим
Росм = mRT/(MV).
Отсюда молярная масса растворенного вещества равна
M
mRT / РосмV
2,5 8,3144 293
0,23 105 5 10 3
52,96г / моль.
Следовательно, молекулярная масса неэлектролита равна 52,96
Росм кПа:
R=8,31 Дж/моль·К;
54
Росм мм Hg ст.:
R=62,32 л·мм.рт.ст./град.·моль;
Росм. атм.:
R=0,082 л·атм../град.·моль.
1.5 ДАВЛЕНИЕ НАСЫЩЕННОГО ПАРА РАСТВОРОВ.
ТОНОМЕТРИЧЕСКИЙ ЗАКОН РАУЛЯ
Пример 1
а) Вычислите давление пара над раствором, содержащим 34,23 г сахара C12H22O11
в 45,05 г воды при 65 ºС, если давление паров воды при этой температуре равно
2,5·104 Па.
Решение:
Давление пара над раствором нелетучего вещества в растворителе всегда ниже
давления пара над чистым растворителем при той же температуре. Относительное
понижение давления пара растворителя над раствором согласно закону Рауля выражается соотношением
p0 p
p0
n
N
n
,
где p0 – давление пара над чистым растворителем;
p – давление пара растворителя над раствором;
n – количество растворенного вещества, моль;
N – количество растворителя, моль;
M (C12H22O11) = 342,30 г/моль;
M (H2O) = 18,02 г/моль.
Количество растворенного вещества и растворителя: n=34,23/342,30=0,1 моль; N =
45,05/18,02= 2,5моль.
Давление пара над раствором:
p
p0
p0
2,5 10
4
n
N
n
2,5 10 4
0,096 10 4
2,5 10 4
0,1
2,5 0,1
2,5 10 4
2,5 10 4 0,0385
2,4 10 4 Па.
Пример 2
Рассчитайте молекулярную массу неэлектролита, если 28,5 г этого вещества, растворенного в 785 г воды, вызывают понижение давления пара воды над раствором
на 52,37 Па при 40°С. Давление водяного пара при этой температуре равно 7375,9
Па.
Решение:
Относительное понижение давления пара растворителя над раствором равно
p0 p
po
n
N
n
Находим: N
n
mx
Mx
.
mH 2 O
MH 2 O
785
18,02
43,56 моль;
28,5
, здесь mx – масса неэлектролита, молярная масса которого
Mx
55
Mx г/моль.
52,37
7375,9
28,5 / M x
;
43,56 28,5 / M x
0,309Mx + 0,202=28,5;
0,309Mx =28,298;
Mx=91,58 г/моль.
Молекулярная масса неэлектролита равна ~ 92.
1.6 ТЕМПЕРАТУРЫ КИПЕНИЯ И ЗАМЕРЗАНИЯ РАСТВОРОВ.
ЭБУЛЛИОСКОПИЧЕСКИЙ И КРИОСКОПИЧЕСКИЙ ЗАКОНЫ РАУЛЯ
Пример 1
Определите температуру кипения и замерзания раствора, содержащего 1 г нитробензола C6H5NO2 в 10 г бензола. Эбулиоскопическая и криоскопическая константы равны 2,57 и 5,1 °С. Температура кипения чистого бензола
80,2 °С, температура замерзания –5,4°С.
Решение:
По закону Рауля:
t зам
К к 1000g
;
GM r
t кип
К э 1000g
,
GM r
где ∆tзам и ∆tкип – соответственно понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения раствора; К к и Кэ – соответственно криоскопическая и
эбуллиоскопическая константы растворителя; g- масса растворенного вещества, г;
G- масса растворителя, г; Мr- молекулярная масса растворенного вещества;
Mr(С6H5NO2)= 123,11.
Повышение температуры кипения раствора нитробензола в бензоле:
t кип
2,57 1000 1
10 123,11
2,090 C.
Температура кипения раствора: tкип=80,2+2,09=82,29 °C.
Понижение температуры замерзания раствора нитробензола в бензоле:
t зам
5,1 1000 1
10 123,11
4,140 C.
Температура замерзания раствора tзам= 5,4 – 4,14 =1,26 °C.
Пример 2
Раствор камфоры массой 0,522 г в 17 г эфира кипит при температуре на 0,461 ºС
выше, чем чистый эфир. Эбуллиоскопическая константа эфира 2,16 ºС. Определите молекулярную массу камфоры.
Решение:
Молекулярную массу камфоры определяем, пользуясь соотношением
Mr=
К э 1000g
t кип G
2,16 1000 0,552
155,14.г / моль.
0,461 17
Молекулярная масса камфоры равна 155,14.
56
2.ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
2.1 Выразить в граммах на 100 г воды концентрацию 26,5%-ного раствора хлористого
натрия.
Ответ: 36,05 г.
2.2 Смешали 800 кг 30%-ного раствора Н2S04 с 200 кг 20%-ного раствора НNO3. Вычислите
процентную концентрацию серной и азотной кислот в смеси.
Ответ: 4% HNO3; 24% Н2S04.
2.3 Сколько миллилитров воды необходимо добавить к 100 мл 60%-ного раствора H3PO4
(плотность 1,43 г/мл), чтобы получить 40%-ный раствор?
Ответ: 75,1 г.
2.4 Сколько воды необходимо прибавить к 200 мл 10%-ного раствора NaOH (плотность 1,1
г/мл), чтобы получить 5%-ный раствор?
Ответ: 220 г.
2.5 Сколько литров HF ( при н.у.) нужно растворить в 1 л воды для получения 2,44%-ного
раствора фтористоводородной кислоты? Ответ 28 л.
2.6 Какой объем 15%-ного раствора NаОН (плотность 1,16 г/мл) можно приготовить из 2 л
его 33%-ного раствора (плотность 1,36)?
Ответ: 5,16 л.
2.7 Какой объем воды и 20%-ного раствора NH3 (плотность 0,92 г/мл) нужно взять для приготовления 500 мл 5%-ного раствора NH3 (плотность 0,98 г/мл)?
Ответ: 133,1 мл NH3; 367,5 мл Н2О.
2.8 В каком массовом соотношении нужно смешать воду и 30%-ный раствор НСl, чтобы
получить 10%-ный раствор?
Ответ: 2:1.
2.9 Какие объемы 40%-ного раствора HNO3 (плотность 1,25 г/мл) и 10%-ного раствора этой
же кислоты (плотность 1,06 г/мл) необходимо взять для приготовления 2 л 15%-ного раствора (плотность 1,08 г/мл)?
Ответ: 0,228 л 40%-ного и 1,698 л 10%-ного раствора.
2.10 В каком количестве воды нужно растворить 6,02·1024 молекул SO3, чтобы получить
10%-ный раствор Н2S04?
Ответ: 9000 г или 9 л.
Какой объем 10%-ного раствора Н2S04 (плотность 1,07г/мл) нужно добавить к 300 мл
50%-ного раствора этой кислоты (плотность 1,4 г/мл), чтобы получить 30%-ный
раствор? Ответ: 392,5 л.
2.11 В каком количестве 5%-ного раствора глюкозы следует растворить 120 г чистой глюкозы, чтобы получить 8%-ный раствор?
Ответ: 3680 г.
2.12 Определите массовую долю (в %) нитрата кальция в растворе, полученном при смешивании 300 г 10%-ного раствора и 500 г 20%-ного раствора нитрата кальция. Ответ:16,25%.
2.13 К 300 л 40%-ного раствора азотной кислоты (плотность 1,25 г/мл) прилили 125 мл воды. Определите процентную концентрацию азотной кислоты в полученном растворе. Ответ:30 %.
57
2.14 Массовая доля НCl в растворе 36,5% (плотность1,185 г/мл). Сколько литров газообразного НСl (н.у.) поглощает 1 л воды при образовании раствора указанной концентрации?
Ответ: 265 л.
2.15 300 г раствора НСl нейтрализованы раствором NаОН. Масса образовавшегося NаСl
оказалась равной 117 г. Определите процентную концентрацию исходного раствора НС1.
Ответ: 24,3%
2.16 Какой объем 20%-ного раствора Н2504 (плотность 1,14 г/мл) требуется для полного растворения 12 г магния? Ответ: 429,8 мл
2.17 Сколько воды нужно прибавить к 25 мл 40%-ного раствора КОН (плотность
1,41 г/мл), чтобы получить 2%-ный раствор?
Ответ: 670мл.
2.18 К 1 л 20%-ного раствора NaОН (плотность 1,225 г/мл) прибавили 10 л воды. Вычислить процентную концентрацию полученного раствора.
Ответ: 2,18 %.
2.19 К 500 мл раствора НСl (плотность 1,1 г/мл) прибавили 2,5 л воды, после чего раствор
стал 4%-ным. Вычислить процентную концентрацию исходного раствора.
Ответ: 22,2%.
2.20 Из 2 л 40%-ного раствора КОН (плотность 1,411 г/мл) нужно приготовить 10%-ный
раствор КОН (плотность 1,082 г/мл). Сколько воды надо прибавить к имеющемуся раствору? Ответ: 8 л.
2.21 Сколько граммов чистого КСl и воды надо взять для приготовления 1 кг раствора, содержащего 5% калия?
2.22 Смешаны 300 г 40%-ного раствора Н2S04 и 700 г 10%-ного раствора той же кислоты.
Вычислить процентное содержание Н2S04 в полученном растворе.
Ответ: 19%.
2.23 Сколько граммов 32%-ного раствора HNO3 следует добавить к 600 г 80%-ного раствора той же кислоты для получения 64%-ного раствора?
Ответ: 300 г.
2.24 Сколько граммов КОН требуется для нейтрализации 280 г 7%-ного раствора
Н2SО4?
Ответ: 22,4 л.
2.25 Сколько миллилитров 8%-ного раствора NaОН (плотность 1,09 г/мл) требуется для
нейтрализации 75 мл раствора Н2S04, если известно, что из 10 мл раствора Н2S04 можно получить 0,2334 г ВаS04?
Ответ: 6,88 мл.
2.26 Сколько граммов 4%-ного раствора ВаС12 следует прибавить к раствору Н2S04, для
получения 11,65 г ВаSО4?
Ответ: 260 г.
2.27 К 250 г 12%-ного раствора АgNO3 прибавили 300 г 4%-ного раствора NаС1. Вычислить массу образовавшегося АgС1. Какое вещество и в каком количестве не войдет в реакцию?
Ответ: 25,3 г; 1,68 г.
2.28 Сколько граммов 6%-ного раствора NaОН потребуется для разложения 60 г технического хлорида аммония, содержащего 5% примесей?
Ответ: 710 г.
58
2.29 Определить количества 10%-ного и 50%-ного растворов КОН, необходимых для приготовления 800 г 25%-ного раствора.
Ответ: 500 г 10%-ного и 300г 50%-ного растворов.
2.30 Определить молярную и эквивалентную концентрацию 40%-ного раствора
HNO3 (плотность 1,25 г/мл).
2.31 Какой объем 37%-ного раствора НС1 (плотность 1,19 г/мл) потребуется для
приготовления 1,5 л 0,2М раствора?
2.32 Сколько граммов НС1 содержится в 250 мл 1М раствора этого вещества? Ответ: 9,1 г.
2.33 В каком объеме 1М раствора серной кислоты содержится 4,9 г Н2SО4? Ответ: 50 мл.
2.34 200 мл раствора гидроксида калия содержат 5,6 г КОН. Чему равна молярность этого раствора?
2.35 Образец технического гидроксида натрия содержит 92% NаОН. Сколько граммов
этого образца необходимо взять для приготовления 10 л 2М раствора NаОН?
Ответ: 870 г.
2.36 Имеется 80%-ный раствор серной кислоты. Как из этого раствора приготовить
2 л 6М раствора Н2SО4?
Ответ: 850 мл Н2S04 и 1150 мл Н2О.
2.37 Чему равна молярность концентрированной соляной кислоты (плотность
1,19 г/мл), содержащей 35% по массе НCl?
Ответ: 12,4М.
2.38 3,5 г технического гидроксида калия растворили в воде и получили 500 мл 0,1М раствора КОН. Каково процентное содержание КОН в образце? Ответ: 80%.
2.39 Концентрация метана в смеси 3,2 г/л. Чему равна концентрация СН4 в моль/л? Ответ: 0,2 моль/л.
2.40 Сколько миллилитров 40%-ного раствора Н3РО4 (плотность 1,25 г/мл) требуется для
приготовления 400 мл 0,25М раствора Н3РO4?
Ответ: 19,6 мл.
2.41 Вычислите молярную концентрацию раствора К2SO4, в 0,02 л которого содержится
2,74 г растворенного вещества.
Ответ: 0,73М.
2.42 Смешали 2 л 0,6М раствора вещества А с 3 л 1,0М раствора В. Определите концентрацию каждого из этих веществ в полученном растворе.
Ответ: СА=0,24 и СB=0,60 моль/л.
2.43 Растворы одного и того же вещества 1М, 2М и 0,2М смешаны в объемных соотношениях 1:2:7. Определите молярную концентрацию полученного раствора. Ответ: 0,64
моль/л.
2.44 Определите эквивалентную концентрацию раствора азотной кислоты, если
500 мл
его полностью нейтрализуют раствор, содержащий 4 г КОН.
Ответ: 0,14 мольэкв./л.
2.45 Какой объем 20%-ного раствора Н2SO4 (плотность 1,14 г/мл) требуется для полного
растворения 12 г магния? Ответ: 215 мл.
2.46 200 мл раствора серной кислоты нейтрализуют 250 мл 1н. раствора щелочи. Выразите концентрацию серной кислоты в граммах на литр раствора.
Ответ: 61,25 г.
59
2.47 Сколько миллилитров 0,5н раствора НСl потребуется для осаждения серебра, содержащегося в 500 мл 0,2н раствора АgNO3?
Ответ: 200 мл.
2.48 Технический продукт содержит 90% гидроксида натрия. Сколько граммов технической щелочи потребуется для приготовления 5 л 0,1М раствора гидроксида натрия?
Ответ: 22,2.
2.49 Определите массовую долю (в %) Н2SO4 в 5М растворе (плотность 1,29 г/мл) и массовую долю NаОН в Зн растворе (плотность 1,12 г/мл).
2.50 Какой объем сероводорода при н.у. потребуется для осаждения меди в виде сульфида
из 2 л 0,25н раствора сульфата меди?
Ответ: 11,2 л.
2.51 Для полной нейтрализации 1 г некоторой двухосновной кислоты потребовалось 111,1
мл 0,2н. NаОН. Найти молекулярную массу кислоты. Ответ: 90.
2.52 Какой объем 35%-ного раствора Н3РО4 (плотность 1,216 г/мл) требуется для приготовления 13 л 0,15н Н3РO4?
Ответ: 0,142 л.
2.53 Сколько литров 5н. NаОН можно приготовить из 4 л 50%-ного раствора NаОН (плотность 1,525 г/мл)?
Ответ: 15,25 л.
2.54 Какой объем 96%-ной Н2SO4 (плотность 1,825 г/мл) необходимо взять для приготовления 5 л 0,5М Н2SO4?
Ответ: 0,14л.
2.55 Смешаны 0,8 л 1,5н. NаОН и 0,4 л 0,6н NаОН. Какова нормальность полученного
раствора?
Ответ: 1,2н.
2.56 Сколько литров 30%-ного раствора НС1 (плотность 1,149 г/мл) следует добавить к
5 л 0,5н. НС1 для получения 1н раствора?
Ответ: 0 , 3 л.
2.57 Какой объем 0,25н. Н2SО4 можно нейтрализовать прибавлением 0,6 л 0,15н. Са(ОН)2?
Ответ: 0,36 л.
2.58 Какой объем 4%-ного раствора НС1 (плотность 1,018 г/мл) необходимо прибавить к
0,5 л 0,02н. АgNO3 для полного осаждения ионов серебра в виде АgС1? Ответ: 0,009 л.
2.59 Сколько 0,2н КОН требуется, чтобы осадить в виде Fе(ОН)3 все железо, содержащееся в
0,028 л 1,4н FеС13?
Ответ: 0 , 1 9 6 л .
2 . 6 0 Каким объемом 4н. Н2SO4 можно полностью разложить 0,65 л 20%-ного раствора
К2СO3 (плотность 1,189 г/мл)? Какой объем займет выделившийся при этом газ при н.у.?
Ответ: 0,559 л; 25,05 л.
2.61 Какова была масса А1(OН)3, если для его растворения потребовалось 0,2 л 30%-ного
раствора HNO3 (плотность 1,180 г/мл)? Какой объем 2,5н КОН необходимо
взять
для
полного
растворения
этого
количества
А1(ОН)3?
Ответ: 29,21 г; 0,15 л.
2.62 Рассчитайте объем SO2 (приведенный к н.у.), который можно получить при действии
на раствор К2SO3 0,05 л 0,85н. Н2S04.
Ответ: 0,475 л.
60
2.63 Какую долю моля NаСN следут растворить в 100 г воды для получения 5%-ного
раствора?
Ответ: 0,1074.
2.64 В каком количестве молей воды следует растворить 50 г Н2SO4 для получения
10%-ного раствора?
Ответ: 25.
2.65 Сколько граммов Nа2SO4 · 10H2O следует растворить в 250 г воды для получения
раствора, содержащего 5% безводной соли?
Ответ: 32 г.
2.66 Какую часть моля Nа2НРO4 · 2Н2O следует растворить в 1 кг воды для получения раствора, содержащего 4% безводной соли? Ответ: 0,2965.
2.67 Сколько молей МnSO4 · 5Н2O следует прибавить к 100 молям воды для получения раствора, содержащего 20% безводной соли?
Ответ: 3,504 моля.
2.68 Вычислить процентное содержание безводной соли в растворе, полученном растворением 0,01 моль А12(SO4)3·18Н20 в 1 моле воды.
Ответ: 13,86%.
2.69 Сколько молей воды следует добавить к 1,6 кг 25%-ного раствора NаОН для получения 16%-ного раствора?
Ответ: 50 молей.
2.70
Из 750 кг 48%-ного раствора Н2SO4 выпарили 300 кг воды. Определить процентное содержание Н2SO4 в полученном растворе.
Ответ: 80%.
2.71 Каково соотношение между числом молей растворенного вещества и растворителя в
5%-ном растворе щавелевой кислоты?
Ответ: 1:95.
2.72 В каком объеме 25%-ного раствора уксусной кислоты СН3СООН (плотность
1,035 г/мл) содержится 1 моль этой кислоты?
Ответ: 232 мл.
2.73 Какая часть моля СаСО3 способна прореагировать с 179 мл 4%-ного раствора НС1
(плотность 1,02 г/мл)?
Ответ: 0,1 моля.
2.74 Какая часть моля алюминия способна прореагировать с 86 мл 12%-ного раствора
НС1 (плотность 1,06 г/мл)?
Ответ: 0,1 моля.
2.75 Какой объем 4н. НС1 требуется для нейтрализации 10 г NаОН?
Ответ: 62,5 мл.
2.76 Какой объем 3н. Н2S04 требуется для нейтрализации 8,415 г КОН?
Ответ: 50 мл.
2.77 Сколько миллилитров 0,4н. НС1 следует прибавить к раствору АgNО3 для получения 0,2866 г АgС1? Ответ: 5 мл.
2.78 Сколько граммов 5%-ного раствора АgNO3 требуется для обменной реакции со
120 мл 0,6н. раствора А1С13?
Ответ: 244,7 г.
61
2.79 Сколько литров 0,03н. раствора Н3РО4 способно прореагировать с 250 г 4%-ного раствора NаОН с образованием дигидроортофосфата натрия?
Ответ: 25 л.
2.80 Какой объем 0,1н. раствора Са(ОН)2 следует прибавить к 162 г 5%-ного раствора
Са(НСО3)2 для образования карбоната кальция?
Ответ: 1 л.
2.81 Каким объемом 8н. Н2SO4 можно полностью перевести в сульфат 2,65 л 18%-ного
раствора Nа2СО3 (плотность 1,2 г/мл)? Какой объем займет выделившийся при этом газ
при н.у.?
Ответ: 1,35 л; 121 л.
2.82 Сколько миллилитров 6%-ного раствора НС1 (плотность 1,03 г/мл) следует прибавить к 400 мл 0,05н. АgNO3 для полного осаждения АgС1? Ответ: 11,8 мл.
2.83 Какой объем 4н. раствора КОН требуется для взаимодействия при нагревании с
1,6 л насыщенного раствора (NH4)2SO4, содержащего 43% соли (плотность 1,25 г/мл)? Какой объем займет выделившийся при этом аммиак при н.у.?
Ответ: 3,25 л; 292 л.
2.84 До какого объема следует разбавить водой 2,4 л 1,6н. НС1 для получения 0,25н.
раствора?
Ответ: 15,36 л.
2.85 До какого объема следует упарить 3,5 л 0,04н. КОН для получения 0,1н. раствора?
Ответ: 1,4 л.
2.86 Смешаны 800 мл 3 н. КОН и 1,2 л 12%-ного раствора КОН (плотность 1,1 г/мл).
Вычислить нормальность полученного раствора.
Ответ: 2,61н.
2.87 Смешаны 3 л 0,1М Н3РО4 с 2 л 9%-ного раствора той же кислоты (плотность
1,05 г/мл). Вычислить нормальность полученного раствора.
Ответ: 1,337 н.
2.88 Сколько миллилитров 20%-ного раствора НС1 (плотность 1,1 г/мл) следует добавить к 4л 0,6н. НС1 для получения 1н. раствора?
Ответ: 318 мл.
2.89 Сколько миллилитров 0,01н. AgNO3 потребуется для реакции обмена с 1 мл
10%-ного раствора НВr (плотность 1,073 г/мл)?
Ответ: 132,6 мл.
2.90 Плотность раствора серной кислоты, в 1 л которого содержится 577 г Н2SO4,равна
1,335 г/мл. Вычислить процентную концентрацию раствора, а также его нормальность, молярность, моляльность и мольные доли Н2SО4 и Н2O.
Ответ: 43,22%; 11,76н.; 5,88М; 7,76 моль/кг; 0,123; 0,877.
2.91 Определите нормальность, моляльность, процентную концентрацию и титр 0,8М
Fe2(SO4)3, если плотность раствора равна 1 г/мл.
Ответ: 4,8н.; 1,18 моль/кг; 32%; 0,3199 г/мл.
2.92 Вычислить процентную концентрацию и моляльность 8н. HNO3, плотность которой
равна 1,246 г/мл. Каковы мольные доли HNO3 и Н2О в этом растворе?
Ответ: 40,5%;10,8 моль/кг; 0,162; 0,838.
2.93 Вычислите грамм-эквивалент двухосновной кислоты,
37%-ный раствор которой
12,5н. и имеет плотность 1,664 г/мл. Какая это кислота? Чему равны молярная, моляльная
62
концентрации и титр раствора этой кислоты?
Ответ: 49,2 г; 6,25М; 5,94 моль/кг; 0,6156 г/мл.
2.94 B 1кг воды растворено 666 г КОН, плотность раствора равна 1,395 г/мл. Найти: массовую долю; молярность; моляльность раствора; мольные доли щелочи и воды.
Ответ: 40%; 9,95 моль/л; 11,9 моль/кг; 0,176 и 0,824;
2.95 Плотность 15%-ного (по массе) раствора H2SO4 равна 1,105 г/мл. Вычислить: нормальность, молярность, моляльность раствора.
Ответ: 3,38н.; 1,69 моль/л; 1,80 моль/кг.
2.96 Плотность 9%-ного (по массе) раствора сахарозы C12H22O11 равна 1,035 г/мл. Вычислить концентрацию сахарозы в г/л; молярность; моляльность раствора.
Ответ: 93,2 г/л; 0,27 моль/л; 0,29 моль/кг.
2.97 Найти массу воды, необходимую для приготовления 1,5 моляльного раствора хлорида натрия, если имеется 10 г NaCl.
Ответ: 144г.
2.98 Титр раствора серной кислоты 0,0245 г/мл. Определить молярную концентрацию
раствора.
Ответ: 0,25М.
2.99 Имеется 0,25н. раствора гидроксида натрия. Определить его титр.
Ответ: 0,01г/мл.
2.100 Рассчитать титр 0,15н. раствора: а) азотной кислоты; б) фосфорной кислоты;
в) соляной кислоты.
Ответ: а) 0,0095 г/мл; б) 0,0049 г/мл; в) 0, 0055 г/мл
2.101 Вычислите молярность, нормальность и моляльность раствора 20%-ной Н2SO4 плотностью 1,14 г/см3.
Ответ: 2,3 моль /л; 4,6н.; 2,55 моль/кг.
2.102 Вычислить молярность и нормальность раствора КI, титр которого равен 0,0017
г/мл.
Ответ: 0,01М; 0,01н.
2.103 До какого объема нужно довести раствор при растворении 8,1 г FеС13, чтобы получить 0,1н. раствор? Каков титр раствора?
Ответ: 1,5 л; 0,0054 г/мл.
2.104 Чему равна моляльность раствора, приготовленного растворением 9 г глюкозы
С6Н12О6 в 500 мл воды?
Ответ: 0,1 моль /кг.
2.105 Сколько граммов сахарозы C12H22O11 необходимо взять для приготовления 200 г
раствора, моляльность которого равна 0,05 моль/кг?
Ответ: 3,36 г.
2.106 Вычислите моляльность и массовую долю раствора (плотность 1,107 г/мл), содержащего 50 г СuSO4 в 450 мл воды.
Ответ: 0,694 моль/кг; 10%.
2.107 Опишите, как приготовить 1 л 1%-ного, одномолярного и однoнормального раствора
серной кислоты.
2.108 Чему равен титр растворов: а) 0,1н. НС1; б) 1н. КОН; в) 0,5н. HNO3? Выразить титры
в г/мл и в мг/мл.
2.109 Вычислите титр растворов: а) 0,1н. Н2SO4; б) 0,02н. Н3РO4; в) 0,02н. NаОН;
63
г) 0,004н. Са(ОН)2. Выразите титры в г/мл и в мг/мл.
2.110 Титр раствора, серной кислоты равен 0,0049 г/мл. Какова нормальность раствора?
2.111. Титр раствора NаОН равен 2 мг/мл. Какова нормальность раствора?
2.112. На нейтрализацию 20 мл 1н. раствора гидроксида натрия пошло 20 мл раствора серной кислоты. Чему равны нормальность и титр раствора кислоты?
2.113. На нейтрализацию 40 мл 0,1н. раствора азотной кислоты пошло 4 мл раствора гидроксида натрия. Чему равны нормальность и титр раствора щелочи?
2.114. На нейтрализацию 60 мл 0,25н. Н2SO4 пошло 180 мл раствора КОН. Чему равны
нормальность и титр раствора КОН?
Ответ: 0,083л.; 4,66 мг/мл.
2.115. Вычислить нормальность, моляльность, мольную долю и титр 50%-ного раствора
гидроксида натрия.
2.116. Вычислите титры (в мг/мл) растворов а) 30%-ного КОН; б) 10%-ного НС1;
в) 4%-ного NаОН. Определите нормальность этих растворов.
2.117. Вычислите моляльность и мольную долю 20%-ного раствора NaOH.
2.118. Смешали 2 л 10%-ного и 4 л 24%-ного раствора азотной кислоты. Чему равна процентная концентрация, моляльность и мольная доля полученного раствора?
2.119. Из 10 кг 20% - ного раствора NаС1 при охлаждении выделилось 400 г соли. Чему
равна процентная концентрация, моляльность и мольные доли NаС1 и Н2О охлажденного раствора?
2.120. Вычислите осмотическое давление раствора, содержащего 90,08 г глюкозы С6H12O6
в 4 л раствора при 27°С.
Ответ: 3,12·105 Па.
2.121. Найдите осмотическое давление при 0 °С для раствора, содержащего в 1 л 18,4 г глицерина С3Н8О3. Ответ: 4,54·105 Па.
2.122. Рассчитайте осмотическое давление раствора неэлектролита, содержащего 1,52·1023
молекул его в 0,5 л раствора при 0 и при 30°С.
Ответ: 11,35·10 5 Па; 12,60·105 Па.
2.123. В 1 л раствора при 25°С содержится 6,84 г сахара C12H22O11 и 1/38 г этилового
спирта С2Н5ОН. Каково осмотическое давление раствора? Ответ:12,39·104Па.
2.124. При 0°С осмотическое давление раствора сахара C12H22O11 равно 3,55·105 Па. Сколько граммов сахара содержится в 1 л раствора?
Ответ: 53,53 г.
2.125. Осмотическое давление раствора, содержащего в 1л 3,2 г неэлектролита, равно
2,42·105 Па при 20°С. Вычислите молекулярную массу неэлектролита. Ответ: 32,2.
2.126. В 0,5 л раствора содержится 2 г неэлектролита и раствор при 0°С имеет осмотическое
давление, равное 0,51·105 Па. Какова молекулярная масса неэлектролита? Ответ: 178.
2.127. Найдите формулу вещества (маннита), содержащего 39,56% углерода, 7,69% водорода и 52,75% кислорода, если осмотическое давление раствора, содержащего в 1 л 72 г
маннита, равно 9,00·105 Па при 0°С. Ответ: С6H14O6.
2.128. Раствор анилина С6H5NH2 имеет такое же осмотическое давление, что и раствор, содержащий 3,2 г СН3ОН в 1 л воды при 18°С. Сколько граммов анилина содержится в 1
л раствора?
Ответ: 9,30 г.
2.129. При какой температуре осмотическое давление раствора, содержащего в 1 л 45 г
64
глюкозы С6Н12О6, достигнет 607,8 кПа? Ответ: 19,5 0 С.
2.130. Вычислить осмотическое давление 25%-ного раствора сахара С12H22O11 при 15°С
(плотность 1,105 г/мл).
Ответ: 1935кПа.
2.131. Сколько граммов глюкозы С6H12О6 содержится в 200 мл раствора, осмотическое давление которого при 37°C составляет 810,4 кПа? Ответ: 11,3 г.
2.132. Осмотическое давление раствора, в 250 мл которого содержится 0,66 мочевины,
равно 111,1 кПа при 33°С. Вычислите молекулярную массу мочевины. Ответ: 60,3.
2.133. Сколько молекул растворенного вещества содержится в 1 мл раствора, осмотическое давление которого при 54°С составляет 6065 Па?
Ответ: 1,34· 1018.
2.134. 1 мм3 раствора содержит 1015 молекул растворенного вещества. Вычислить осмотическое давление раствора при 0°С. В каком объеме раствора содержится 1 моль растворенного вещества?
Ответ: 3772 Па; 602 л.
2.135. Из 342 г сахара С12Н22O11 и воды приготовлено 22,4 л раствора. Чему равно осмотическое давление при 0°С?
2.136. Вычислите осмотическое давление 5%-ного раствора ацетона (СН3)2СO в воде при
0°С. Плотность раствора 0,90 г/мл.
Ответ: 19 атм.
2.137. Вычислить осмотическое давление раствора при 17°С, если
1 л его содержит
18,4г глицерина С3Н8O3.
Ответ: 4, 76 атм.
2.138. Опытным путем найдено, что осмотическое давление раствора, содержащего 5 г
гемоглобина (белковое вещество крови) на 100 мл раствора, при 27°С равно 13,65 мм рт.ст.
Вычислить молекулярную массу гемоглобина.
Ответ: ~68500.
2.139. В 7 л раствора содержится 24,4 г неэлектролита. Осмотическое давление раствора
при 0°С равно 1,3 атм. Вычислить молекулярную массу неэлектролита. Ответ: 60.
2.140. Раствор сахара С12H12О11 при 0°С имеет осмотическое давление, равное
144 мм рт.ст. Сколько граммов сахара содержится в 1 л такого раствора?
Ответ: 2,3 г.
2.141. Осмотическое давление раствора глюкозы С6Н12O6 при 0°С равно 4,48 атм. Какова
молярность такого раствора? Сколько граммов глюкозы содержит 1 л этого раствора?
Ответ: 0,2 моль/л; 36г.
2.142. 40 мл раствора, содержащего 0,2 г растворенного вещества, при 27,3°С обнаруживают осмотическое давление, равное 1,2 атм. Вычислить молекулярную массу растворенного вещества.
Ответ: 102,75.
2.143. Выразить в мм рт.ст. осмотическое давление раствора при 0°С, содержащего
6,02·1017 молекул растворенного вещества в 1 мл раствора.
Ответ: 680 мм рт.ст.
2.144. Выразить в мм рт.ст. осмотическое давление раствора при 10°С, содержащего
0,736 г глицерина С3Н803 в 400 мл раствора.
Ответ: 553 мм рт.ст.
2.145. Вычислить молярную концентрацию раствора, осмотическое давление которого
65
при 0°С равно 1,12 атм.
Ответ: 0,05 моль/л.
2.146. При 0°С осмотическое давление раствора, содержащего 0,550 г гидрохинона в
500 мл раствора, равно 170,2 мм рт.ст. Вычислить молекулярную массу растворенного
вещества.
Ответ: 110.
2.147. При 0°С осмотическое давление раствора, содержащего 3,04 г дифениламина в
600 мл раствора, равно 510,7 мм рт.ст. Вычислить молярную массу дифениламина. Ответ:
169.
2.148. Сколько воды надо прибавить к 5 л раствора сахара С12Н22O11, чтобы понизить его
осмотическое давление с 10,13·105 до 1,013·105 Па?
Ответ: 45 л.
2.149. Во сколько раз повысится осмотическое давление раствора концентрации
0,1 моль/л при нагревании от 7 до 47°С?
Ответ: в 1,14 раза.
2.150. Давление пара эфира при 30°С равно 8, 64·104 Па. Сколько молей неэлектролита надо
растворить в 50 молях эфира, чтобы понизить давление пара при данной температуре на
2666 Па?
Ответ: 1,6 моль.
2.151. Понижение давления пара над раствором, содержащим 0,4 моля анилина в 3,04кг
сероуглерода, при некоторой температуре, равно 1003,7 Па. Давление пара сероуглерода
при той же температуре 1,0133·105 Па. Вычислите молекулярную массу сероуглерода.
Ответ: 76,0.
2.152. При некоторой температуре давление пара над раствором, содержащим 62 г фенола
С6H5ОН в 60 молях эфира, равно 0,507·105 Па. Найдите давление пара эфира при этой температуре.
Ответ: 0,513·105 Па.
2.153. Давление пара воды при 50 °С равно 12334 Па. Вычислите давление пара раствора,
содержащего 50 г этиленгликоля С2Н4(ОН)2 в 900 г воды.
Ответ: 12140 Па.
2.154. Определите давление пара над раствором, содержащим 1,212·1023 молекул неэлектролита в 100 г воды при 100°С. Давление пара воды при 100°С равно
1,0133·105 Па.
Ответ: 0 , 9 8 · 1 0 5 Па.
2.155. Давление водяного пара при 65°С равно 25003 Па. Определите давление пара над
раствором, содержащим 34,2 г сахара С12H22O11 в 90 г воды при этой температуре. Ответ:
24512 Па.
2.156. Вычислите молекулярную массу глюкозы, если давление водяного пара над раствором 27 г глюкозы в 108 г воды при 100°С равно 98775,3 Па.
Ответ: 180.
2.157. Давление пара воды при 100°С равно 1,0133·105 Па. Вычислите давление водяного
пара над 10%-ным раствором мочевины СО(NН2)2 при этой температуре. Ответ: 0,98∙
105 Па.
2.158. Давление пара над раствором 10,5 г неэлектролита в 200 г ацетона (СН3)2CO равно
21854,4 Па. Давление пара ацетона при этой температуре равно 23939,35 Па. Найдите мо-
66
лекулярную массу неэлектролита.
Ответ: 32,0.
2.159. Рассчитайте молекулярную массу неэлектролита, если при 20°С давление водяного
пара над 63%-ным водным раствором этого неэлектролита равно 1399,40 Па. Давление паров воды при этой температуре равно 2335,42 Па.
Ответ: 46, 0.
2.160 Давление пара воды при 25°С составляет 3167 Па. Вычислить для этой температуры
давление пара раствора, в 450 г которого содержится 90 г глюкозы С6Н1206.
Ответ: 3090 Па.
2.161 Давление пара воды при 20°С составляет 2338 Па. Сколько граммов сахара C12H22O11
следует растворить в 720 г воды для получения раствора, давление пара которого на 18,7 Па
меньше давления пара воды? Вычислить процентное содержание сахара в растворе.
Oтвет: 109 г; 13,5%.
2.162 При 0°С давление пара эфира (C2H5)2O составляет 2465 Па. Найдите для той же
температуры: а) давление пара 5%-ного раствора анилина С6Н5NH2 в эфире;
б) давление пара 10%-ного раствора бензойной кислоты С6Н5СООН в эфире.
Ответ:а) 23,65 кПа; б) 23,09 Па.
2.163 При 32°С давление пара водного раствора некоторого неэлектролита составляет 4721
Па, а давление пара воды при той же температуре 4753 Па. Вычислить осмотическое давление при той же температуре, приняв плотность раствора равной единице.
Ответ: 622 кПа.
2.164 Осмотическое давление водного раствора глицерина С3Н803 составляет при 0°С
567,3 кПа. Приняв плотность раствора равной единице, вычислить давление пара раствора
при 0°С, если давление пара воды при той же температуре составляет
610,5 Па.
Ответ: 608 Па.
2.165 Чему равно давление пара раствора, содержащего 46 г глицерина С3Н803 в 900 г воды
при 40°С, если давление пара воды при той же температуре 55,32 мм рт. ст.?
Ответ: 55,1 мм рт.ст.
2.166 Давление пара раствора 27 г неэлектролита в 108 г воды при 75°С равно
270,1 мм рт.ст. Вычислить молекулярную массу неэлектролита, если давление пара воды
при 75 °С равно 289,1 мм рт.ст.
Ответ: 68,5.
2.167 Давление пара раствора 8,89 г неэлектролита в 100 г воды при 0°С равно
4,54
мм рт.ст. Вычислить молекулярную массу неэлектролита, если давление пара воды при
0°С равно 4,58 мм рт.ст.
Ответ: 183,2.
2.168 Давление пара водного раствора глюкозы С6Н12О6 при 75°С равно 250 мм рт.ст.
Вычислить процентную концентрацию раствора, если давление пара воды при 75 °С равно
289,1 мм рт.ст.
Ответ: 58,3%.
2.169 Давление пара чистого ацетона (СН3)2СO при 20°С равно 179,6 мм рт.ст. Вычислить давление пара раствора 2,5 г камфоры С10Н16О в 100 г ацетона при той же температуре.
Ответ: 177,9 мм рт.ст.
2.170 Давление пара раствора глицерина С3Н.8О3 в воде при 40°С равно 50 мм рт.ст. Сколь-
67
ко приблизительно молекул воды приходится на одну молекулу глицерина в указанном
растворе? Давление пара воды при 40°С равно 55,32 мм рт.ст.
Ответ: ~11.
2.171 Давление пара эфира (С2Н5)2 O при 30°С равно 647,9 мм рт.ст.; давление пара раствора 3,1 г анилина в 370 г эфира при той же температуре равно 643,58 мм рт.ст. Вычислить молекулярную массу анилина.
Ответ: 93.
2.172 Давление пара воды при 40°С равно 55,32 мм рт.ст. Вычислить понижение давления
пара при растворении 0,2 моль вещества в 540 г воды.
Ответ: 334 мм рт.ст
2.173 Давление пара эфира при 30°С равно 648 мм рт.ст. Сколько молей вещества надо растворить в 40 моль эфира, чтобы понизить давление пара при данной температуре на 10
мм рт.ст.?
Ответ: 0,627 моль.
2.174 Давление пара воды при 75°С равно 289,1 мм рт. ст. В скольких молях воды нужно
растворить 0,4 моль вещества, чтобы при данной температуре понизить давление пара на
9 мм рт.ст.?
Ответ: 12,45 моль.
2.175 Давление пара воды при 55°С равно 633,9 мм рт.ст. Вычислить давление пара раствора, содержащего 29 г фенола С6Н5ОH в 900 г воды.
Ответ: 630,7 мм рт.ст.
2.176 Давление пара воды при 100°С равно 760 мм рт.ст. Вычислить давление пара над 4%ным раствором мочевины СО(NН2)2 при этой температуре.
Ответ: 750,6 мм рт.ст.
2.177 При некоторой температуре давление пара над раствором, содержащим 31 г анилина
С6H5NH2 в 30 моль эфира, равно 540,8 мм рт.ст. Вычислить давление пара эфира при
этой температуре.
Ответ: 546,8 мм рт.ст.
2.178 Над раствором, содержащим 5,59 маннозы в 180 г воды, давление пара при 80°С
равно 354 мм рт.ст., а давление пара воды при этой температуре 355,1 мм рт.ст. Вычислить
молекулярную массу маннозы. Ответ: 180.
2.179 При некоторой температуре давление пара над раствором, содержащим 2,44 г бензойной кислоты в 370,0 г эфира С4Н10О, равно 917,5 мм рт.ст. Давление пара эфира при
этой температуре 921,2 мм рт.ст. Вычислить молекулярную массу бензойной кислоты.
Ответ: 122.
2.180 Вычислить повышение температуры кипения раствора, содержащего 0,488
г бензойной кислоты С7Н6О2 в 50,0 г хлороформа Ехлороформа=3, 88 град. Ответ:
0,31 град.
2.181 Вычислить температуру кипения раствора, содержащего 0,5 моль растворенного
вещества в 1000 г ацетона. Eацетона=1,5 град; температура кипения ацетона 56,0 град.
Ответ: 56,75 град.
2.182 Вычислить температуру кипения раствора анилина в этиловом эфире, содержащего
12 г анилина С6Н5NH2 в 200 г раствора. Еэфира=2,12 град; температура кипения эфира
35,6 град.
Ответ: 37°С.
68
2.183 В каком количестве сероуглерода нужно растворить 0,1 моль вещества, чтобы раствор кипел при 47°С? Температура кипения сероуглерода
46,3°С;
ЕCS2 =
=2,29 град.
Ответ: 327 г.
2.184 Температура кипения эфира 35,6°С, Еэфира=2,12 град. Вычислить молекулярную массу
бензойной кислоты, если 10%-ный раствор ее в эфире кипит при 37,53°С.
Ответ: 122.
2.185 Раствор, содержащий 4,6 г глицерина С3Н5(ОН)3 в 200 г ацетона, кипит при 56,73°С.
Чистый ацетон закипает при 56,3°C. Вычислить эбуллиоскопическую константу ацетона.
Ответ: 1,72°.
2.186 Сколько граммов глюкозы С6Н12О6 растворено в 500 г воды, если раствор закипает
при 100,258°С?
Ответ: 45,35 г.
2.187 Сколько глицерина С3Н5(ОН)3 надо взять на 2 л воды, чтобы получить раствор с температурой кипения 106°С?
Ответ: 2,156 кг.
2.188 5 г некоторого вещества растворено в 200 г воды. Температура кипения раствора
100,432°С. Вычислить молекулярную массу растворенного вещества.
Ответ: 29,6.
2.189 Температура кипения раствора 0,36 г фосфора в 60 г сероуглерода (Е=2,4 град) на
0,12°С выше, чем у чистого растворителя. Чему равна молекулярная масса фосфора в растворе? Сколько атомов фосфора заключается в одной молекуле?
Ответ: Р4.
2.190 Температура кипения раствора 12,8 г серы в 250 г бензола (Е=2,57 град.) на 0,514°С
выше, чем у чистого растворителя. Вывести молекулярную формулу серы в растворенном
состоянии. Сколько атомов серы входит в состав одной молекулы этого вещества?
Ответ: S8.
2.191 Определите температуру кипения 10%-ного водного раствора глюкозы
С6Н12O6.
Ответ: 100,32°C.
2.192 Определите температуру кипения раствора 1 г нафталина С10Н8 в 20 г эфира, если
температура кипения эфира равна 35,6°С, а Е=2,16°.
Ответ: 36,44 °С.
2.193 Раствор, состоящий из 9,2 г иода и 100 г метилового спирта, закипает при 65,0°С.
Сколько атомов входит в состав молекулы иода, находящегося в растворенном состоянии?
Температура кипения спирта
64,7°С, а E=0,84°.
Ответ: I2.
2.194 Вычислить температуру кипения раствора, содержащего 100 г сахара С12Н22О11 в
750 г воды.
Ответ: 100,2°С.
2.195 Вычислить процентное содержание сахара С12Н22O11 в растворе, температура кипения
которого 100,13°С.
Ответ: 7,88%.
2.196 В каком количестве воды следует растворить 23 г глицерина С3Н8О3, чтобы
69
получить раствор с температурой кипения 100,104°С?
Ответ: 1250 г.
2.197 Какая часть моля сахара C12H22O11приходится на 1 моль воды в растворе, температура кипения которого 100,039°С?
Ответ: 1,35·10-3 моль.
2.198 В скольких молях воды следует растворить 0,02 моля некоторого неэлектролита для
получения раствора с температурой кипения 100,026°С?
Ответ: 22,2 моль.
2.199 Температура кипения ацетона 56,1°С, а Е=1,73 С°. Вычислить температуру кипения
8%-ного раствора глицерина С3Н803 в ацетоне. Ответ: 57,73°С.
2.200 Температура кипения эфира 34,5°С, а Е=2,16°. Вычислить молекулярную массу бензойной кислоты, если известно, что 5%-ный раствор этой кислоты в эфире кипит при
35,53°С.
Ответ: 122.
2.201 Температура кипения разбавленного раствора сахара C12H22O11 100,065°С. Вычислить осмотическое давление раствора при 0°С. Плотность раствора принять равной единице.
Ответ: 271,5 кПа.
2.202 Раствор 55,4 г неэлектролита в 2,5 л воды кипит при 100,16°С. Чему равна молекулярная масса неэлектролита?
Ответ: 72,0.
2.203 Повышение температуры кипения раствора 0,94 г фенола С6Н5ОН в 50 г этилового
спирта (Е=1,16 град) 0,232°С. Найти молекулярную массу фенола. Ответ:94.
2.204 Раствор 15г хлороформа в 400г диэтилового эфира (Е=2,02 град) кипит при температуре, превышающей температуру кипения растворителя на 0,635°C. Вычислите молекулярную массу хлороформа.
Ответ: 119,3.
2.205 При какой температуре должен кипеть раствор, содержащий 0,062 моль неэлектролита в 200 мл воды?
Ответ: 100,16°С.
2.206
Раствор, содержащий 2,3 г С3Н8О3 в 100г ацетона (Ткип.=56,30С), кипит при 56,730С. Найдите эбуллиолскопическую константу для ацетона.
Ответ: 1,720С.
2.207
Сколько граммов сахара С12H22O11 надо растворить в 100 г воды, чтобы
а) повысить температуру кипения на 1 град.; б) понизить температуру замерзания на
1 град.?
Ответ: а) 65,8 г; б) 18,4 г.
2.208
При растворении 13 г неэлектролита в 400 г диэтилового эфира (С2Н5)2O
температура кипения повысилась на 0,453 градуса. Определить молекулярную массу растворенного вещества.
Ответ: 145.
2.209
Температура кипения водного раствора сахара C12H22O11 равна 101,4°С. Вычислить моляльность раствора. При какой температуре замерзает этот раствор?
Ответ: 2 моль/кг; -3,72°С.
2.210 Вычислить понижение температуры замерзания раствора, содержащего 0,2 моль
70
растворенного вещества в 750 г бензола (К=5,12 град).
Ответ: 1,365 град.
2.211 Температура замерзания уксусной кислоты 16,65°С, а К=3,9 град. Вычислить температуру замерзания раствора, содержащего 0,1 моль растворенного вещества в 150 г уксусной кислоты.
Ответ: 14,05 °С.
2.212 Вычислить температуру замерзания 10%-ного водного раствора глюкозы
С6Н12О6.
Ответ: -1,048 °С.
2.213 Температура замерзания бензола 5,5°С.
Криоскопическая константа
5,12 град. Сколько молей растворенного вещества содержится в 125 г бензола, если раствор замерзает при 4,99 °С?
Ответ: 0,012 моль.
2.214 Сколько глицерина С3Н803 нужно растворить в 200 г воды, чтобы раствор замерзал
при -1 °С?
Ответ: 9,9 г.
2.215 Водный раствор сахара замерзает при -1,05°С. Сколько процентов сахара содержит
этот раствор, если молекулярная масса сахара 342?
Ответ: 16,2%.
2.216 Раствор, содержащий 1,74 г растворенного вещества в 45,0 г воды, замерзает
при -1,2° С. Вычислить молекулярную массу растворенного вещества. Ответ: 60.
2.217 Антифризы - жидкости с пониженной температурой замерзания, применяемые в системах охлаждения двигателей. Вычислить количество этиленгликоля С2Н4(ОН)2, которое
необходимо прибавить к 1 кг воды для приготовления антифриза с температурой замерзания -15°С.
Ответ: 500 г.
2.218 При растворении 0,502 г ацетона (СН3)2 CO в 100 г уксусной кислоты температура
замерзания понижается на 0,339° C. Вычислить криоскопическуго константу уксусной кислоты.
Ответ: 3,92 град.
2.219 Сколько граммов нафталина С10Н8 содержится в 3 кг бензола, если раствор замерзает при 4,55°С? Температура замерзания бензола 5,5°С, а К=5,1 град.
Ответ: 71,5 г.
2.220 В 250 г воды растворено 1,6 г некоторого неэлектролита. Температура замерзания
раствора -0,2°С. Вычислить молекулярную массу неэлектролита.
Ответ: 59,5.
2.221 Раствор, содержащий 6 г мочевины в 50 г воды, замерзает при -3,72°С. Вычислить
молекулярную массу мочевины.
Ответ: 60.
2.222 Для приготовления охлаждающей жидкости на 20 л воды взято 6 л глицерина
С3Н803. Чему равна температура замерзания приготовленной смеси? Плотность глицерина
равна 1,26 г/мл.
Ответ: -7,56°С.
2.223 Формалин, уксусная кислота и глюкоза имеют одинаковый элементарный состав:
С - 39,97%; Н - 6,73% и О - 53,30%. Приготовлены три раствора: по 1,5 г каждого из пере-
71
численных веществ на 25 г воды. Температура замерзания растворов равна: первого 3,72°C, второго -1,86°С и третьего - 0,62°С. Вывести молекулярные формулы указанных
веществ.
Ответ: Формалин СН2O; уксусная кислота СН3СOOН; глюкоза С6Н12O6.
2.224 Раствор 1,05 г неэлектролита в 30 г воды замерзает при -0,7°С. Вычислите молекулярную массу неэлектролита.
Ответ: 92,5.
2.225 Какова температура замерзания раствора неэлектролита, содержащего
2,02·1023 молекул в литре воды?
Ответ: -0,62°С.
2.226 Определите формулу вещества, содержащего 39,34% углерода, 8,20% водорода и
52,46% серы, если раствор 0,2 г этого вещества в 26 г бензола замерзает при температуре
на 0,318° ниже, чем чистый бензол.
Oтвет: C4H10S2.
2.227 Понижение температуры замерзания раствора 0,052 г камфоры в 26 г бензола равно
0,067°C . Рассчитайте молекулярную массу камфоры.
Ответ: 152,2.
2.228 Для приготовления охлаждающей жидкости на 30 л воды взято 9 л глицерина
С3Н8О3. Чему равна температура замерзания приготовленного раствора? Плотность глицерина равна 1,261 г/мл.
Ответ: 7,6°С.
2.229 При какой температуре будет замерзать 25%-ный раствор этилового спирта
С2Н5ОН в воде?
Ответ: -13,4°С.
2.230 При какой температуре будет замерзать раствор, содержащий в 4 л воды 500 г этиленгликоля С2Н4(ОН)2?
Ответ: -3,73°C.
2.231 Сколько граммов нафталина С10Н8 находится в 8 кг бензола, если этот раствор замерзает при 3,4 5°С? Температура замерзания чистого бензола 5,40 °С. Ответ: 392 г
2.232 Вычислить процентное содержание сахара С12Н22О11 в водном растворе, температура замерзания которого -0,41°С.
Ответ: 7%.
2.233 Вычислить температуру замерзания водного раствора мочевины СО(NH2)2, в котором на 100 молей воды приходится 1 моль растворенного вещества.
Ответ: -1,033°С.
2.234 Раствор сахара С12H22O11 оказывает при 27°C осмотическое давление, равное 156кПа.
Принимая плотность раствора равной единице, вычислить температуру его замерзания.
Ответ: -0,119°С.
2.235 В каком количестве воды следует растворить 0,5 кг глицерина С3H8O3 для получения
раствора с температурой замерзания - 3°С?
Ответ: 3,37 кг.
2.236 При растворении 0,4 г некоторого вещества в 10 г воды температура замерзания раствора понижается на 1,24°C. Вычислить молекулярную массу растворенного вещества.
Ответ: 60.
2.237 Водный раствор глицерина замерзает при температуре -2,79°С. Вычислить число мо-
72
лей глицерина, приходящихся на каждые 100 молей воды, и давление пара раствора при
20°С. Давление пара воды при 20°С равно 2,34 кПа.
Ответ: 2,7 моля.
2.238 Раствор сахара в воде показывает повышение температуры кипения на 0,312°С.
Вычислить величину понижения температуры замерзания этого раствора. Ответ: 1,116°С.
2.239 Давление пара водного раствора глицерина составляет 98% от давления пара воды
при той же температуре. Вычислить процентное содержание глицерина в растворе и температуру кристаллизации раствора.
Ответ: 9,44%; -2,1°С.
3. ВАРИАНТЫ ЗАДАНИЙ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ
Номер
варианта
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
Номера задач
2.1
2.2
2.3
2.4
2.5
2.6
2.7
2.8
2.9
2.10
2.11
2.12
2.13
2.14
2.15
2.16
2.17
2.18
2.19
2.20
2.21
2.22
2.23
2.24
2.25
2.26
2.27
2.31
2.32
2.33
2.34
2.35
2.36
2.37
2.38
2.39
2.40
2.41
2.42
2.43
2.44
2.45
2.46
2.47
2.48
2.49
2.50
2.51
2.52
2.23
2.54
2.55
2.56
2.57
2.61
2.62
2.63
2.64
2.65
2.66
2.67
2.68
2.69
2.70
2.71
2.72
2.73
2.74
2.75
2.76
2.77
2.78
2.79
2.80
2.81
2.82
2.83
2.84
2.85
2.86
2.87
2.91
2.92
2.93
2.94
2.95
2.96
2.97
2.98
2.99
2.100
2.101
2.102
2.103
2.104
2.105
2.106
2.107
2.108
2.109
2.110
2.111
2.112
2.113
2.114
2.115
2.116
2.117
2.121
2.122
2.123
2.124
2.125
2.126
2.127
2.128
2.129
2.130
2.131
2.132
2.133
2.134
2.135
2.136
2.137
2.138
2.139
2.140
2.141
2.142
2.143
2.144
2.145
2.146
2.147
2.151
2.152
2.153
2.154
2.155
2.156
2.157
2.158
2.159
2.160
2.161
2.162
2.163
2.164
2.165
2.166
2.167
2.168
2.169
2.170
2.171
2.172
2.173
2.174
2.175
2.176
2.177
2.181
2.182
2.183
2.184
2.185
2.186
2.187
2.188
2.189
2.190
2.191
2.192
2.193
2.194
2.195
2.196
2.197
2.198
2.199
2.200
2.201
2.202
2.203
2.204
2.205
2.206
2.207
2.211
2.212
2.213
2.214
2.215
2.216
2.217
2.218
2.219
2.220
2.221
2.222
2.223
2.224
2.225
2.226
2.227
2.228
2.229
2.230
2.231
2.232
2.233
2.234
2.235
2.236
2.237
73
28
29
30
2.28
2.29
2.30
2.58
2.59
2.60
2.88
2.89
2.90
2.118
2.119
2.120
2.148
2.149
2.150
2.178
2.179
2.180
Продолжение
2.238
2.208
2.239
2.209
2.238
2.210
Список рекомендуемой литературы
1 Романцева Л.М., Лещинская З.Л., Суханова В.А. Сборник задач и упражнений
по общей химии.- М.: Высшая школа, 1991.-288с.
2 Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии.- М.: Интеграл-пресс, 2006. 240с.
3 Гольбрайх З.Е., Маслов Е.И. Сборник задач и упражнений по химии.- М.: Астрель, 2004.-382с.
4 Коровин Н.В. Задачи и упражнения по общей химии.- М.: Высшая школа, 2004.255с.
5 Корнеев Ю.М. и др. Задачи и вопросы по общей и неорганической химии.- М.:
Мир, 2004.-367с.
74
ЗАДАНИЕ 5 ПО ТЕМЕ "РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ"
1. ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
1.1 ВЫЧИСЛЕНИЕ СТЕПЕНИ ДИССОЦИАЦИИ СЛАБЫХ
ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Пример 1. Степень диссоциации уксусной кислоты (α) в 0,1 М растворе равна
1,32·10–2. Найти константу диссоциации кислоты (К) и значение рК.
Решение: Подставим данные задачи в уравнение закона разбавления Оствальда:
К = α2CM/(1–α) = 1,77·10–5
pK = -lg K = 4,75.
Пример 2. Вычислить концентрацию ионов водорода в 0,1 М растворе хлорноватистой кислоты HClO (K=5·10-8).
Решение: Найдем степень диссоциации HClO(α):
K / CM
+
7 10 4 . Отсюда [H ] = α·CM = 7·10
–5
моль.
Задачу можно решить и другим способом, используя соотношение
тогда [H+] = 7·10–5 моль/л.
Пример 3. Во сколько раз уменьшится концентрация ионов водорода в 0,2 М растворе HCOOH (K = 0,8·10–4), если к 1 л этого раствора добавить 0,1 моль
HCOONa. Считать, что соль полностью диссоциирована.
[H ]
Решение:
KC M ,
H+ + НCOO–
HCOOH
HCOONa → HCOO– + Na+
Исходная концентрация ионов водорода:
[H ]
KC M
1,8 10
4
0,2
6 10 3 моль / л .
Концентрацию ионов водорода в растворе после добавления соли обозначим х. Тогда концентрация недиссоциированных молекул кислоты равна (0,2-х).
Концентрация же ионов HCOO– слагается из двух величин: из концентрации, создаваемой диссоциацией молекул кислоты, и концентрации, обусловленной присутствием в растворе соли. Общая концентрация ионов HCOO– равна, следовательно, (0,1+х). Подставляем в формулу константы равновесия:
K
[ H ][ HCOO ]
[ HCOOH ]
x(0,1 x)
0,2 x
1,8 10 4 , откуда х = 3,6·10–4 моль/л.
Сравнивая исходную концентрацию ионов водорода с найденной, находим,
что прибавление соли HCOONa вызвало уменьшение концентрации ионов [H+] в
6 10 3
16,6 раза.
3,6 10 4
75
1.2 СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ. ВЫЧИСЛЕНИЕ СТЕПЕНИ
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ
Пример 1. Раствор, содержащий 8г NaOH в 1000 г H2O, кипит при 100,184 ºС.
Определите изотонический коэффициент (i) (для воды Kэ=0,516 ºС).
Решение:
Второй закон Рауля для растворов электролитов выражается уравнением
t кип
i
К э 1000g
, где g – масса растворенного вещества (г); G - масса растворителя
GM r
(г); Мr – молекулярная масса растворенного вещества.
Молярная масса NaOH равна 40,0. Изотонический коэффициент равен
i
t кмпGM r
K э 1000g
( t кип
t кип. р
ра
0,184 1000 40
0,516 1000 8
t кип. р
ля
1,78;
100,184 100 0,1840 ).
Пример 2. Изотонический коэффициент 0,2 н. раствора нитрата кальция равен
2,48. Вычислите кажущуюся степень диссоциации этого электролита.
Решение:
В случае сильных электролитов кажущуюся степень диссоциации определяют
экспериментально, она всегда меньше истинной степени диссоциации, которая
близка к единице. Степень диссоциации и изотонический коэффициент электролита связаны между собой соотношением
i 1
,
n 1
где n- число ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы вещества.
При диссоциации Сa(NO3)2 образуется три иона. Кажущаяся степень диссоциации
этого электролита равна
2,48 1
3 1
1,48
2
0,74 (или 74 %).
Пример 3. Давление пара водного раствора NaNO3 (ω=8%) равно 2268,8 Па при
20ºС. Давление паров воды при этой температуре равно 2337,8 Па. Найдите кажущуюся степень диссоциации нитрата натрия в этом растворе.
Решение:
С помощью первого закона Рауля для электролитов i
р пр
р теор .
вычисляем значение
изотонического коэффициента для NaNO3:
i
( p0
p )( N
p0
)
, где υ-число молей растворенного вещества; N-число молей рас-
творителя; Р0, Р –давление паров воды над чистым растворителем и раствором соответственно.
M (NaNO3) =85,00 г/моль;
M (H2O)=18,02 г/моль;
8
85,00
92
N=
18,02
n=
0,094моль;
5,105моль;
76
i
(2337,8 2268,8)(0,094 5,105)
2337,8 0,094
69,0 5,199
1,63.
219,75
Кажущаяся степень диссоциации NaNO 3 в этом растворе равна
1,63 1/(2 1) 0,63 (или 63 %).
Пример 4. Вычислить осмотическое давление при 270 С раствора сахара
С12Н22О11, один литр которого содержит 91 г растворенного вещества.
Решение:
Росм=См·RT, где См-молярная концентрация, моль/л; R= 8,31 Дж/моль·К;
Т-температура по Кельвину.
91
8,31 300 663,5кПа .
342
Росм.
Численное значение R зависит от единиц объема и давления:
Росм кПа;
R= 8,31 Дж/моль·К;
Росм мм Hg ст.;
R= 62,32 л·мм.рт.ст./град. · моль;
Росм. атм.;
R= 0,082 л·атм./град. · моль.
1.3 ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ
Пример 1. Растворимость гидроксида магния Mg(OH)2 при 18 оС равна
1,7·10 –4 моль/л. Найти ПР(Mg(OH)2) при этой температуре.
Решение: При растворении каждого моля Mg(OH)2 в раствор переходит 1 моль
ионов Mg+2 и 2 моль ионов ОН–.
Mg(OH)2
Mg2+ + 2 OH–
Следовательно, в насыщенном растворе Mg(OH)2
[Mg2+] = 1,7·10-4 моль/л; [OH–] = 3,4·10– 4 моль/л.
ПРMg (OH )2
Отсюда
[ Mg 2 ][OH ]2
1,96 10
11
.
9
o
Пример 2. ПР PbI 2 8 10 (20 C ) . Вычислить растворимость соли (в моль/л и в
г/л) при указанной температуре.
Решение: Обозначим растворимость соли через s (моль/л). Тогда в насыщенном
растворе PbI2 cодержится s моль/л ионов Pb2+ и 2s моль/л ионов I–.
PbI2
s
Pb+2+2I–
s
2s
ПР=[Pb2+][I–]2 = 4s3
ПР PbI 2
моль
; M PbI 2 461г / моль .
4
л
Растворимость PbI2, выраженная в г/л, (m = ν·M) составляет 1,3·10-3·461 =
=0,6 г/л.
s
3
1,3 10
3
Пример 3. Во сколько раз растворимость CaC2O4 в 0,1 М растворе (NH4)2C2O4
77
меньше, чем в воде?
Решение: Вычислим растворимость CaC2O4 в воде. Пусть концентрация соли в
растворе будет s (моль/л), поэтому можем записать
ПРCaC2O4
2
ПРCaC2O4
[Ca 2 ][C2 O4 ] s 2
2,6 10 8.
Отсюда
ПРCaC2O4
s
1,61 10 4 моль / л.
Найдем растворимость этой соли в 0,1 М растворе (NH4)2C2O4; обозначим её
через s′. Концентрация ионов Ca2+ в насыщенном растворе тоже будет s′, а концентрация [C2O42–] составит (0,1+s′), т.к. s′<<0,1, то можно считать, что [C2O42–] =
8
s 0,1 ; s′=2,6·10–7моль/л. Следовательно, в при0,1моль/л. Тогда ПРCaC2O4 2,6 10
1,61 10 4
сутствии (NH4)2C2O4 растворимость СaC2O4 уменьшилась в
=620 раз.
2,6 10 7
Пример 4. Смешаны равные объемы 0,02 н. растворов CaCl2 и Na2SO4; образуется
ли осадок CaSO4?
Решение: Найдем произведение концентраций ионов Ca+2 и SO42– и сравним его с
ПРCaSO4 . Условием выпадения осадка является [Ca2+][SO42–] > ПРCaSO .
4
Исходные молярные концентрации растворов CaCl2 и Na2SO4 одинаковы и равны
0,01 моль/л, т.к. при смешении исходных растворов общий объем раствора вдвое
больше, то концентрация каждого из ионов уменьшается вдвое по сравнению с
исходными. [Ca2+] = [SO42–] = 5·10–3. Находим [Ca2+][SO42–] = 2,5·10–5
ПРCaSO4
6,1 10
5
2,5·10-5 <6,1·10-5.
Поэтому осадок не образуется.
1.4 ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ
Пример 1. Концентрация ионов водорода в растворе равна 4·10 –3 моль/л. Определить рН раствора.
рН = -lg(4·10–3) = -(lg4 + lg10-3)=3-0,6=2,4.
Решение:
Пример 2. Определить концентрацию [H+] в растворе, рН которого равен 4,60.
Решение: рН = -lg[H+] = 4,6. Перенесем знак минус lg[H+]=-рН=-4,6; чтобы мантисса логарифма стала положительной величиной, произведем следующее действие
1
1
4, 6
+
5,4, следовательно, [H ] = 2,5·10
–5
моль/л.
Пример 3. Чему равна концентрация [OH–] в растворе, рН которого равен 10,80?
Решение: Из соотношения рН + рОН = 14 имеем рОН = 14 – рН = 3,20.
78
1
Отсюда -lg[OH–] = 3,2; lg[OH–] = -3,20= 3, 2 4,8 .
Этому значению логарифма соответствует значение
[OH–] = 6,31·10–4 моль/л.
Пример 4. Определить концентрацию HCO3– и CO32– в 0,01М растворе H2CO3, если рН этого раствора равен 4,18.
Решение: Найдем концентрацию [H+] в растворе:
1
-lg[H+] = 4,18; lg[ H ]
1
4,18 5,82 ;
4,18
[H+] = 6,61·10–5 моль/л;
H2CO3
H++HCO3–
диссоциация по первой ступени;
[ H ][ HCO3 ]
K1
4,45 10 7 .
[ H 2 CO3 ]
Подставляя значения [H+] и [H2CO3], находим
[ HCO3 ]
4,45 10 7 10
6,61 10 5
2
6,73 10 5 моль / л ;
HCO3–
H++CO32– диссоциация по второй ступени;
2
[ H ][CO3 ]
K2
4,69 10 11 ;
[ HCO3 ]
2
[CO3 ]
4,69 10 11 6,73 10
6,61 10 5
5
4,8 10
11
моль / л .
1.5 ОБМЕННЫЕ РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Пример. Записать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций между следующими веществами: CH3COONa и H2SO4; Na2CO3 и HNO3; HCN и Ca(OH)2;
Pb(NO3)2 и K2CrO4.
Решение: Так как CH3COOH, HCN и H2O - слабые электролиты, а CO2 и PbCrO4 малорастворимые в воде вещества, искомые уравнения будут иметь вид:
CH3COO– + H+ → CH3COOH
CO32– + 2H+ → CO2↑ + H2O
HCN + OH– → CN– + H2O
Pb2+ + CrO42– → PbCrO4↓.
2 ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
2.1 Константа диссоциации масляной кислоты C3H7COOH 1,5·10–5. Вычислить
степень её диссоциации в 0,005 М растворе.
2.2
Найти степени диссоциации в 0,2 н. растворах: а) HClO; б)HF; в)HCN;
г)CH3COOH.
79
2.3
Степень диссоциации муравьиной кислоты HCOOH в 0,2 н. растворе равна
0,03. Определить константу диссоциации кислоты и значение рК.
2.4
Степень диссоциации угольной кислоты H2CO3 по первой ступени в 0,1 н
растворе равна 2,11·10–3. Вычислить К1.
2.5
При какой концентрации раствора степень диссоциации азотистой кислоты
HNO2 будет равна 0,2?
2.6
В 0,1 н. растворе степень диссоциации уксусной кислоты равна 1,32·10 –2.
При какой концентрации азотистой кислоты HNO2 ее степень диссоциации будет
такой же?
2.7
Сколько воды нужно прибавить к 300 мл 0,2 М раствора уксусной кислоты,
чтобы степень диссоциации кислоты удвоилась?
2.8
Чему равна концентрация ионов водорода H+ в водном растворе муравьиной кислоты, если степень диссоциации α = 0,03?
2.9
Вычислить [H+] в 0,02 М растворе сернистой кислоты. Диссоциацией кислоты по второй ступени пренебречь.
2.10 Вычислить [H+], [HSe–] и [Se2–] в 0,05 М растворе H2Se.
2.11 Во сколько раз уменьшится концентрация ионов водорода, если к 1 л
0,005 М раствора уксусной кислоты добавить 0,05 моля ацетата натрия?
2.12 Рассчитать концентрацию ионов CH3COO– в растворе, 1 л которого содержит 1 моль CH3COOH и 0,1 моля HCl, считая диссоциацию последнего полной.
2.13 Степень диссоциации HCl в растворе, содержащем 7,3 г HCl в 200 г воды, равна 78%. Вычислить температуру кипения раствора. Ответ: 100,93ºС.
2.14 Осмотическое давление 0,01 н. раствора KCl при 0ºС равно 0,44 атм. Вычислить степень диссоциации KCl в растворе.
Ответ: 96%.
2.15 Степень диссоциации KCl в растворе, содержащем 0,02 моль KCl в 10л воды, равна 0,969. Вычислить осмотическое давление раствора при 18ºС.
Ответ: 9,52 кПа.
2.16 Раствор, содержащий 3,00 г MgCl2 в 125 г воды, замерзает при – 1,23ºС. Вычислить степень диссоциации MgCl2 в растворе.
Ответ: 81%.
2.17 Осмотическое давление при 0º С раствора, содержащего 0,050 г KNO3 в 100
мл раствора, равно 166,6 мм рт. ст. Вычислить степень диссоциации KNO3 в растворе.
Ответ: 95%.
2.18 Раствор, содержащий 0,636 г Na2CO3 в120 г воды, замерзает при – 0,225ºС.
Вычислить степень диссоциации Na2CO3 в растворе.
Ответ: 0,7.
2.19 5%-ный раствор KOH кипит при 100,86ºС. Вычислить степень диссоциации
KOH в растворе.
Ответ: 0,75.
2.20 Степень диссоциации MgCl2 в растворе, содержащем 0,25 моль MgCl2 в
1000 г воды, равна 0,84. Во сколько раз понижение температуры замерзания этого
80
раствора больше понижения температуры замерзания эквимолярного раствора неэлектролита?
Ответ: 2,68.
2.21 Степень диссоциации HCl в 0,02 М растворе равна 0,922. Вычислить осмотическое давление раствора при 0ºС.
Ответ: 87,17 кПа.
2.22 Степень диссоциации HBr в 0,05 н. растворе равна 0,889. Вычислить осмотическое давление раствора при 20ºС.
Ответ: 300 кПа.
2.23 Степень диссоциации K2SO4 в растворе, содержащем 0,026 моль K2SO4 в
50,0 г воды, равна 53%. Вычислить повышение температуры кипения раствора.
Ответ: 0,555ºС.
2.24 Степень диссоциации Na2CO3 в растворе, содержащем 0,01 моль Na2CO3 в
200г воды, равна 0,70. Вычислить температуру замерзания раствора.
Ответ: -0,22ºС.
2.25 Степень диссоциации CaCl2 в растворе, содержащем 0,666 г CaCl2 в 125 г
воды, равна 75%. Вычислить температуру замерзания раствора.
Ответ: - 0,22ºС.
2.26 Раствор KIO3, в 500 мл которого содержится 5,35 г соли, оказывает при
17,5ºС осмотическое давление, равное 2,18 атм. Вычислить степень диссоциации.
2.27 В каком объеме раствора должен быть растворен 1 моль сахара, чтобы раствор был изотоничен с 0,1 н. раствором LiCl, кажущаяся степень диссоциации которого в растворе равна 0,9?
Ответ: 5,26 л.
2.28 Вычислить молярность раствора некоторого неэлектролита, изотоничного
0,05 н. раствору Pb(NO3)2. Кажущаяся степень диссоциации соли в растворе 0,72.
Ответ: 0,061 моль/л.
2.29 Вычислить давление пара 10%-ного раствора Ba(NO3)2 при 28ºС. Давление
пара воды при той же температуре составляет 28,35 мм рт. ст. Кажущаяся степень
диссоциации соли 0,575.
Ответ: 27,89 мм рт. ст.
2.30 Давление пара раствора, содержащего 16,72 Ca(NO3)2 в 250 г воды, составляет 14,28 мм рт. ст. при 17ºС. Вычислить кажущуюся степень диссоциации соли,
если известно, что давление пара воды при той же температуре составляет 14,53
мм рт. ст.
Ответ: 0,69.
2.31 Давление пара 4%-ного раствора KCl составляет 17,23 мм рт. ст. Вычислить
осмотическое давление раствора при 20ºС, если плотность его равна 1,026.
Ответ: 23,5 атм.
2.32 Раствор, содержащий 33,2 г Ba(NO3)2 в 300 г воды, кипит при 100,466ºС.
Вычислить кажущуюся степень диссоциации соли в растворе.
Ответ: 0,56.
2.33 Раствор KNO3, содержащий 8,44% соли, показывает прирост температуры
кипения на 0,797ºС по сравнению с температурой кипения воды. Вычислить кажущуюся степень диссоциации соли в растворе.
81
Ответ: 0,68.
2.34 Кажущаяся степень диссоциации соли в 3,2%-ном растворе KCl составляет
0,68. Вычислить температуру кипения раствора.
Ответ: 100,387ºС.
2.35 Давление пара раствора, приготовленного из 0,408 моля Ca(NO3)2 и 1000г
воды, равно 746,9 мм рт. ст. при 100ºС. Вычислить, при какой температуре давление пара раствора достигнет 760 мм рт. ст. и раствор закипит.
Ответ: 100,506ºС.
2.36 Раствор содержит 3,38% нитрата кальция, кажущаяся степень диссоциации
которого составляет 0,65. Вычислить: а)величину осмотического давления раствора при 0ºС, приняв плотность его равной 1,01; б)температуру кипения раствора.
Ответ: а)10,72 атм; б)100,255ºС.
2.37 Если растворить 55,8 г ZnCl2 в 5кг воды, получится раствор, кристаллизующийся при -0,385ºС. Вычислить кажущуюся степень диссоциации соли в растворе.
Ответ: 0,765.
2.38 Вычислить кажущуюся степень диссоциации CaCl2 в растворе, содержащем
0,0995 моля CaCl2 в 500г воды. Температура кристаллизации такого раствора 0,740ºС.
Ответ: 0,50.
2.39 Если растворить 25,5 г BaCl2 в 750 г воды, то получится раствор, кристаллизующийся при -0,756ºС. Вычислить кажущуюся степень диссоциации соли в растворе.
Ответ: 0,74.
2.40 Какова температура кристаллизации раствора, содержащего 84,9 г NaNO3 в
1000 г воды? Давление пара раствора составляет 17,02 мм рт. ст., а давление пара
воды при той же температуре -17,54 мм рт. ст.
Ответ: -3,16ºС.
2.41 Вычислить осмотическое давление при 18,5ºС раствора, в 5 л которого содержится 62,4 г CuSO4 · 5H2O. Кажущаяся степень диссоциации соли в растворе
0,38.
Ответ: 1,65 атм.
2.42 Растворимость CaCO3 при 35оС равна 6,9·10–5 моль/л. Вычислить произведение растворимости этой соли.
2.43 Вычислить произведение растворимости PbBr2 при 25оС, если растворимость соли при этой температуре равна 1,32·10–2 моль/л.
2.44 В 500 мл воды при 18оС растворяется 0,0166 г Ag2CrO4. Чему равно произведение растворимости этой соли?
2.45 Для растворения 1,16 г PbI2 потребовалось 2 л воды. Найти произведение
растворимости соли.
2.46 Исходя из произведения растворимости карбоната кальция, найти массу
CaCO3, содержащуюся в 100 мл его насыщенного раствора.
2.47 Найти массу серебра, находящегося в виде ионов в 1 л насыщенного раствора AgBr.
82
2.48 Вычислить объем воды, необходимый для растворения при 25 оС 1г BaSO4.
2.49 В каком объеме насыщенного раствора Ag2S содержится 1 мг растворенной
соли?
2.50 Во сколько раз растворимость (в моль/л) Fe(OH)2 в воде больше растворимости Fe(OH)3 при 25 оС?
2.51 Образуется ли осадок сульфата серебра, если к 0,02 М раствору AgNO3 добавить равный объем 1 н. раствора H2SO4?
2.52 К 50 мл 0,001 н. раствора HCl добавили 450 мл 0,0001 н. раствора AgNO3.
Выпадет ли осадок хлорида серебра?
2.53 Образуется ли осадок хлорида свинца, если к 0,1 н. раствору Pb(NO3)2 добавить равный объем 0,4 н. раствора NaCl?
2.54 Во сколько раз уменьшится концентрация ионов серебра в насыщенном
растворе AgCl, если прибавить к нему столько соляной кислоты, чтобы концентрация ионов Cl- в растворе стала равной 0,03 моль/л?
2.55 Вычислить растворимость (в моль/л) CaF2 в воде и в 0,05 М растворе CaCl2.
Во сколько раз растворимость во втором случае меньше, чем в первом?
2.56 Во сколько раз растворимость AgCl в 0,001 н. растворе NaCl меньше, чем в
воде?
2.57 Найти молярную концентрацию ионов H+ в водных растворах, в которых
концентрация гидроксид-ионов (в моль/л) составляет:
а) 10-4; б) 3,2·10-6; в) 7,4·10-11.
2.58 Найти молярную концентрацию ионов OH– в водных растворах, в которых
концентрация ионов водорода (в моль/л) равна:
а) 10-3; б) 6,5·10-8; в) 1,4·10-12.
2.59 Вычислить рН растворов, в которых концентрация ионов H+ (в моль/л) равна: а) 2·10-7; б) 8,1·10-3; в) 2,7·10-10.
2.60 Вычислить рН растворов, в которых концентрация ионов OH– (в моль/л)
равна: а) 4,6·10-4; б) 5·10-6; в) 9,3·10-9.
2.61 Вычислить рН 0,01 н. раствора уксусной кислоты, в котором степень диссоциации кислоты равна 0,042.
2.62 Определить рН раствора, в 1 л которого содержится 0,1 г NaOH. Диссоциацию щелочи считать полной.
2.63 Во сколько раз концентрация ионов водорода в крови (рН = 7,36) больше,
чем в спинномозговой жидкости (рН = 7,53)?
2.64 Определить [H+] и [OH–] в растворе, рН которого равен 6,2.
2.65 Вычислить рН следующих растворов слабых электролитов: а) 0,02 М
NH4OH; б) 0,1 М HCN; в) 0,05 н. HCOOH; г) 0,01 М CH3COOH.
2.66 Чему равна концентрация раствора уксусной кислоты, рН которого равен
5,2?
2.67 Вычислить значения OH и p OH в 0,2 н. растворе NaOH, считая
f OH
0,8 .
2.68 Используя данные таблицы А.3, найти p
жащего, кроме того, 0,015 моль/л NaCl.
H
0,005 н. раствора HCl, содер-
83
2.69 Степень диссоциации слабой одноосновной кислоты в 0,2 н. растворе равна
0,03. Вычислить значения [H+], [OH–] и pOH для этого раствора.
2.70 Рассчитать рН раствора, полученного смешением 25 мл 0,5 М раствора HCl,
10 мл 0,5 М раствора NaOH и 15 мл воды. Коэффициенты активности ионов принять равными единице.
2.71 Вычислить рН 0,1 н. раствора уксусной кислоты, содержащего, кроме того,
0,1 моль/л CH3COONa. Коэффициенты активности ионов считать равными единице.
2.72 Как изменится рН, если вдвое разбавить водой: а) 0,2 М раствор HCl;
б) 0,2 М раствор CH3COOH; в) раствор, содержащий 0,1 моль/л CH3COOH и 0,1
моль/л CH3COONa?
2.73 Указать, какие из рядов перечисленных ниже кислот соответствуют возрастанию рН в растворах одинаковой молярной концентрации: а) HCN, HF, HOCl,
HCOOH, CH2ClCOOH; б) HNO3, HNO2, CH3COOH, HCN; в) HCl, CH2ClCOOH,
HF, H3BO3.
2.74 В 0,01 н. растворе одноосновной кислоты рН = 4. Какое утверждение о силе
этой кислоты правильно: а) кислота слабая; б) кислота сильная.
2.75 Как изменится кислотность 0,2 н. раствора HCN при введении в него
0,5 моль/л KCN: а) возрастает; б) уменьшится; в) не изменится?
2.76 Как надо изменить концентрацию ионов водорода в растворе, чтобы рН
раствора увеличился на единицу: а) увеличить в 10 раз; б) увеличить на
1 моль/л; в) уменьшить в 10 раз; г) уменьшить на 1 моль/л?
2.77 Сколько ионов водорода содержится в 1 мл раствора, рН которого равен 13:
а) 1013; б) 60,2·1013; в) 6,02·107; г) 6,02·1010?
2.78 Как изменится рН воды, если к 10 л ее добавить 10–2 моль NaOH:
а) возрастет на 2; б) возрастет на 3; в) возрастет на 4; г) уменьшится на 4?
2.79 Написать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций, приводящих к
образованию малорастворимых осадков или газов:
а) Pb(NO3)2 + KI; б) NiCl2 + H2S; в) K2CO3 + HCl; г) CuSO4 + NaOH;
д) CaCO3 + HCl; е) Na2SO3 + H2SO4; ж) AlBr3 + AgNO3.
2.80 Написать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций, приводящих к
образованию малодиссоциированных соединений: а) Na2S + H2SO4; б) FeS + HCl;
в) HCOOK + HNO3; г) NH4Cl + Ca(OH)2; д) NaOCl + HNO3.
2.81 Написать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций нейтрализации:
а) HCl + Ba(OH)2; б) HF + KOH; в) Fe(OH)3 + HNO3; г) CH3COOH + NH4OH;
д) HNO2 + NH4OH; е) H2S + NH4OH.
Указать, какие из этих реакций протекают обратимо, а какие – необратимо.
2.82 Составить в молекулярной форме уравнения реакций, которые выражаются
следующими ионно-молекулярными уравнениями:
NO2– + H+ = HNO2;
Cu2+ + 2OH– = Cu(OH)2↓;
Pb2+ + 2I – = PbI2↓.
2.83 Написать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций взаимодействия
между водными растворами следующих веществ: а) NaHСO3 и HCl; б) FeCl3 и
KOH; в) Pb(CH3COO)2 и Na2S; г) KHS и H2SO4; д) Zn(NO3)2 и KOH (избыток);
84
е) Ca(OH)2 и CO2; ж) Ca(OH)2 и CO2 (избыток).
Для каждого случая указать причину смещения равновесия в сторону прямой реакции.
2.84 В каком направлении будет смещено равновесие реакции
AgI (к.) + NaCl (водн.)
AgCl (к.) + NaI (водн.):
а) в направлении прямой реакции; б) в направлении обратной реакции?
2.85 В каком направлении будет смещено в водном растворе равновесие реакции
CH3COONa+CH2ClCOOH
CH3COOH+CH2ClCOONa:
а) в направлении прямой реакции; б) в направлении обратной реакции?
3 ВАРИАНТЫ ДОМАШНИХ ЗАДАНИЙ
Номера задач
Вариант
1
2.2(а)
2.9
2.20 2.22 2.47 2.58(а,в)
2.75
2.84
2
2.1
2.3
2.17 2.39 2.42 2.59(а,б)
2.63
2.79(в,г)
3
2.4
2.7
2.24 2.35 2.43 2.59(б,в)
2.73
2.83(а,ж)
4
2.1
2.6
2.25 2.30 2.44 2.57(а,б)
2.67
2.82
5
2.2(б)
2.8
2.28 2.38 2.45
2.61
2.74
2.81(а,б)
6
2.3
2.9
2.27 2.34 2.46
2.62
2.65(а,г)
2.81(в,г)
7
2.4
2.7
2.18 2.26 2.56 2.57(а,в)
2.68
2.81(д,е)
8
2.5
2.12 2.15 2.33 2.48
2.72(а,в)
2.83(е,ж)
9
2.1
2.8
2.78
2.85
10
2.2(в)
2.72(б,в)
2.83(д,е)
11
2.4
2.11 2.19 2.28 2.51 2.60(а,б)
2.71
2.80(г,д)
12
2.2(г)
2.7
2.21 2.40 2.52
2.74
2.83(г,д)
13
2.3
2.9
2.14 2.23 2.55 2.60(б,в)
2.76
2.79(а,б)
14
2.1
2.11 2.16 2.31 2.53
2.77
2.83(б,в)
15
2.5
2.10 2.13 2.41 2.54 2.65(б,в)
2.69
2.79(е,ж)
2.64
2.29 2.32 2.49 2.58(а,б)
2.10 2.36 2.37 2.50
2.69
2.66
2.70
85
ПРИЛОЖЕНИЕ А
Таблица А1- Константы диссоциации некоторых слабых электролитов в водных
растворах при 25оС
Электролит
Константа диссоциации
Азотистая кислота
HNO2
2,6·10-5
Аммония гидроксид
NH4OH
4·10-4
Борная кислота
H3BO3
5,8·10-4
Бромноватистая кислота
HOBr
2,1·10-9
Водорода пероксид
H2O2
2,6·10-12
Кремниевая кислота
H2SiO3
Муравьиная кислота
HCOOH
Сернистая кислота
H2SO3
Сероводород
H2S
Угольная кислота
H2CO3
Уксусная кислота
CH3COOH
Фосфорная кислота
H3PO4
Циановодород
HCN
Щавелевая кислота
H2C2O4
2,2·10-10
1,6·10-12
K1
K2
1,8·10-4
K1
K2
K1
K2
K1
K2
1,6·10-2
6,3·10-8
6·10-8
1·10-14
4,5·10-7
4,7·1011
1,8·10-5
K1
K2
K3
7,5·10-3
6,3·10-8
1,3·10-12
7,9·10-10
5,4·10-2
5,4·10-5
K1
K2
Таблица А.2 - Произведение растворимости некоторых малорастворимых электролитов при 25оС
Электролит
ПР
1
AgBr
Ag2CO3
2
-13
5,3·10
8,2·10-12
Электролит
3
CaSO4
Ca3(PO4)2
ПР
Электролит
4
-5
6,1·10
1,0·10-29
5
MnS
Ni(OH)2
ПР
6
-10
2,5·10
6,3·10-18
86
AgCl
1,8·10-10
Продолжение таблицы А.2
1
2
-12
Ag2CrO4
1,1·10
AgI
8,3·10-17
Ag2S
5,3·10-50
Ag2SO4
1,6·10-5
Ag3PO4
1,3·10-20
Al(OH)3
5·10-33
AlPO4
5,7·10-19
BaCO3
5,1·10-9
BaCrO4
1,2·10-10
BaSO4
11·10-10
Ba3(PO4)2
6,0·10-39
BeCO3
1·10-3
CaCO3
4,8·10-9
CaF2
4,0·10-11
CaHPO4
2,7·10-7
Ca(H2PO4)2
1·10-3
1,6·10-28
CdS
3
CoCO3
Co(OH)2
CrPO4
CuCO3
Cu(OH)2
CuS
Fe(OH)2
Fe(OH)3
FePO4
FeS
HgS
MgCO3
Mg(OH)2
Mg3(PO4)2
MnCO3
Mn(OH)2
9,1·10-6
PbBr2
4
-10
1,5·10
2·10-16
2,4·10-23
2,5·10-10
1,6·10-19
6,3·10-36
8·10-16
6,3·10-38
1,3·10-22
5·10-18
1,6·10-52
2,1·10-5
6·10-10
1·10-13
1,8·10-11
1,9·10-13
5
PbCO3
PbCl2
PbF2
PbI2
PbS
PbSO4
Pb3(PO4)2
Sb2S3
SrCO3
SrCrO4
SrF2
SrSO4
ZnCO3
Zn(OH)2
α-ZnS
Zn3(PO4)2
6
-14
7,5·10
1,56·10-5
2,7·10-8
1,1·10-9
2,5·10-27
1,6·10-8
7,9·10-43
1,6·10-93
1,1·10-10
3,6·10-5
2,5·10-9
3,2·10-7
1,4·10-14
1·10-17
1,6·10-24
9,1·10-33
Таблица А.3 - Зависимость ионной силы раствора от зарядов ионов
Ионная сила
0,001
0,002
0,005
0,01
0,02
0,05
1.
2.
3.
4.
Заряд иона z
±1
0,98
0,97
0,95
0,92
0,90
0,84
±2
0,78
0,74
0,66
0,60
0,53
0,50
±3
0,73
0,66
0,55
0,47
0,37
0,21
Ионная сила
0,1
0,2
0,3
0,4
0,5
Заряд иона z
±1
0,81
0,80
0,81
0,82
0,84
±2
0,44
0,41
0,42
0,45
0,50
±3
0,16
0,14
0,14
0,17
0,21
СПИСОК РЕКОМЕНДУЕМОЙ ЛИТЕРАТУРЫ
Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. - М.: Высшая школа,
2002.-743 с.
Глинка Н.Л., Ермаков А.И. Общая химия. - М.: Интеграл-пресс, 2004.
728 с.
Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. - М.:
Химия, 2000. – 532 с.
Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. -М.: Интеграл-Пресс,
2004.- С. 240.
87
ЗАДАНИЕ 6 ПО ТЕМЕ «ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ»
1 ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Пример 1. Вычислить степень гидролиза цианида калия при концентрации
0,1 и 0,001 г-экв/л, если константа диссоциации HCN=7,2·10-10.
Решение:
1) Запишем уравнение диссоциации HCN:
HCN ↔ H+ + CNKHCN =
[ H ][CN ]
[ HCN ]
7,2 10
10
2) Запишем уравнение гидролиза KCN в 3-х формах:
а) молекулярной
KCN + H2O ↔ HCN + KOH;
б) ионно-молекулярной
K+ + CN- + H2O ↔ HCN + K+ + OH- ;
в) в краткой ионно-молекулярной форме
CN- + H2O ↔ HCN + OH- .
Подставляем данные значения в формулу определения степени гидролиза:
h=
К H 2O
=
C К К ТЫ
1 10 14
= 0.0118,
0,1 7,2 10 10
% = 0.011·8100 = 1.18%; h = 1,18 .
Для с= 0,001
г экв
К H 2O
имеем h =
=
л
C К К ТЫ
1 10 14
= 0.118 или
10 3 7,2 10 10
1,18%.
Пример 2. Вычислить К гидролиза, h и pH 0,1 моль/л раствора CH3COONa.
Решение:
Запишем уравнение гидролиза CH3COONа в 3-х формах:
а) молекулярной
CH3COONa + H2O↔ CH3COOH + NaOH;
б) ионно-молекулярной
CH3COO- + Na+ + H2O↔ CH3COOH + Na+ + OH- ;
в) краткой ионно-молекулярной
CH3COO- + H2O ↔ CH3COOH + OH- .
Kг =
K H 2O
,
K к ты
KCH3COOH = 1,74 ·10-5 ,
KH2O = 10-14 ,
10 14
Kг =
1,74 10
5
= 5,7 ·10-10 ;
88
степень гидролиза h определяем по формуле
h=
К H 2O
=
C К К ТЫ
10 14
= 7,4·10-5 или h = 0,0076 %
5
1,74 10 0,1
[OH-]- = c · h
[OH-] = 10-1 · 7,6 · 10-6 моль;
ионное произведение воды
[H+] · [OH-] = KH2O ,
отсюда [H+] =
10 14
pH = - Ig
7,6 10
K H 2O
[OH ]
6
10 14
; pH = - Ig [H+],
6
7,6 10
≈ 6,88 .
Пример 3. Вычислить, чему равна константа гидролиза, h и pH 0,1 моль/л
раствора фосфата натрия Na3PO4.
Решение:
Запишем уравнение гидролиза по 3-м ступеням в 3-х формах:
I ступень:
а) молекулярная
Na3PO4 + H2O ↔ Na2HPO4 + NaOH;
б) ионно-молекулярная
3Na+ + PO43- + H2O ↔
2Na+ + (HPO4)2- + Na+ + OH- ;
в) краткая ионно-молекулярная
PO43- + H2O ↔ HPO42- + OH- .
II ступень:
а) молекулярная
Na2HPO4 + H2O ↔ NaH2PO4 + NaOH;
б) ионно-молекулярная
2 Na+ + HPO42- + H2O↔ Na+ + H2PO-4 + Na+ + OH- ;
в) краткая ионно-молекулярная
HPO42- + H2O ↔ H2PO4- + OH- .
III ступень:
а) молекулярная
NaH2PO4 + H2O ↔ H3PO4 + Na+ + OH- ;
б) ионно-молекулярная
Na+ + H2PO4- + H2O ↔ H3PO4 + NaOH;
в) краткая ионно-молекулярная
H2PO-4 + H2O ↔ H3PO4 + OH- .
Хотя ионы HPO42- и H2PO4- способны гидролизоваться, однако степени гидролиза ионов HPO42- и H2PO4- малы.
Второй и третьей стадией гидролиза можно пренебречь.
Тогда К гидролиза, h и pH раствора определяем для уравнения
PO43- + H2O ↔ HPO4 + OH-.
Из таблицы А.1 имеем:
K(H3PO4 = 7,6 · 10-3,
K(H2PO4- )= 6,2 · 10-8,
89
K(HPO42- )= 1,3 · 10-12,
2
Кг =
[ HPO 4 ][OH ]
3
[ PO 4 ]
=
1 10 14
K H 2O
=
= 0,0076.
1,3 10 12
K HPO 2
4
Для определения h воспользуемся формулой
h=
К H 2O
=
С Ккисл3
1 10 14
= 0,277, или 2,77%.
0,1 1,3 10 12
Отсюда
[OH-] = ch = 0,1· 0,277 = 2,77 · 10-2,
14-1,56=12,44
pH = 10 – 1,42 = 12,6 .
Пример 4. Как будет изменяться pH при растворении в воде солей
1 CuCl2, 2. Na2SO3, 3. K2SO4 ?
Решение:
1 Гидролиз соли CuCI2 проходит ступенчато (в основном по I ступени) по катиону Cu2+.
Первая ступень гидролиза в 3-х формах:
а) молекулярная
CuCI2 + H2O ↔ Cu(OH)CI + HCI;
б) ионно-молекулярная
Cu2+ + 2CI- + H2O ↔ (CuOH)+ + CI- + H+ + CIв) краткая ионно-молекулярная
Cu2+ + H2O↔ (CuOH)+ + H+ .
Вторая ступень гидролиза практически не протекает:
а) молекулярная
Cu(OH)CI + H2O ↔ (CuOH)2↓ + HCI;
б) ионно-молекулярная
(CuOH)+ + CI- + H2O ↔ (CuOH)2↓ + H+ + CIв) краткая ионно-молекулярная
(CuOH)+ + H2O ↔ (CuOH)2↓ + H+ .
2 Гидролиз соли Na2SO3 гидролиз протекает по аниону.
I ступень гидролиза:
а) молекулярная
Na2SO3 + H2O ↔ NaHSO3 + NaOH;
б) ионно-молекулярная
2Na+ + SO32- + H2O ↔ Na+ + HSO3- + Na+ + OH- ;
в) краткая ионно-молекулярная
SO32- + H2O ↔ HSO3- + OH- .
II ступень гидролиза:
а) молекулярная
NaHSO3 + H2O ↔ H2SO3 + NaOH ;
б) ионно-молекулярная
Na+ + HSO3-+ H2O↔ H2SO3 + Na+ + OH- ;
в) краткая ионно-молекулярная
HSO3-+ H2O↔ H2SO3 + OH- .
90
3 Соль K2SO4 образована сильным основанием (КОН) и сильной кислотой
(Na2SO4).
Гидролизу не подвергается, pH = 7.
Пример 5. Закончить уравнение реакции с учётом возможности необратимого гидролиза образуемых солей.
AI2(SO4)3 + Na2S + H2O → ?
Решение:
Гидролиз в данном случае идёт до конца, так как образуются осадок AI(OH) 3
и газ H2S.
Уравнение гидролиза будет выглядеть следующим образом:
AI2(SO4)3 + 3Na2S + 6H2O → 3Na2SO4 + 2AI(OH)3↓ + 3H2S↑.
2 ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
2.1 Написать ионно-молекулярные уравнения реакции гидролиза с указанием pH
при растворении в воде следующих солей: сульфата цинка, нитрата калия, хлорида цезия, сульфата хрома (III).
2.2 Написать в ионно-молекулярной форме уравнения гидролиза следующих солей: K2S, K2CO3, Li2S, K3PO4, K2SO3.
2.3 Написать в молекулярной форме уравнение гидролиза гидросолей и определить pH среды их водных растворов: NaHSO3, NaHS, KHCO3, Na2HPO4, NaH2PO4.
2.4 Написать в молекулярно-ионной форме уравнение гидролиза солей и указать
реакцию их водных растворов: ZnCI2, Cu(NO3)2, FeSO4, AICI3, CrCI3.
2.5 Написать молекулярно-ионные формы уравнений гидролиза (отдельно для катиона и аниона) и указать реакцию водных растворов солей: (NH4)2S, (NH4)2SO3,
(NH4)3PO4, (NH4)2HPO4.
2.6 Написать молекулярно-ионные формы уравнений гидролиза и указать реакцию водных растворов солей:
а) NH4HS; б) NH4HSO3; в)NH4H2PO4.
2.7 Написать молекулярно-ионные формы уравнений гидролиза и указать реакцию водных растворов солей:
а) AI(CH3COO)3; б) Fe(HCOO)3; в) Cu(CH3COO)2.
2.8 Написать в молекулярной и молекулярно-ионной форме уравнения реакций и
объяснить механизм их протекания:
а) Fe2(SO4)3 + Na2CO3 + H2O →
......
б) AICI3 + (NH4)2S + H2O →
......
в) Cr2(SO4)3 + (NH4)2S + H2O →
......
2.9 Написать в молекулярной и молекулярно-ионной форме уравнения реакций и
объяснить механизм их протекания:
а) AICI3 + CH3COONa + H2O → AI(OH) (CH3COO)2 + ......
б) CuSO4 + Na2CO3 + H2O → [Cu(OH)]2CO3 + ......
в) Na2SiO3 + NH4CI + H2O →
......
2.10 Указать, не производя вычислений, в каком из растворов двух солей равной
концентрации pH больше или меньше:
91
а) NaCIO4 и NaCIO ;
б) K2S и K2Se ;
в) Na2CO3 и NaHCO3 .
2.11 Указать, не производя вычислений, в каком из растворов двух солей равной
концентрации pH больше или меньше.
а) CH3COONa и HCOONa ;
б) Na2CO3 и NaSO3 ;
в) HCOONa и HCOONH4 .
2.12 Охарактеризовать поведение в растворе следующих солей и указать реакцию
их водных растворов: HCOOK, NH4Br, K2HPO4, Cu(NO3)2.
2.13 Раствор NaH2PO4 имеет слабо кислую, а раствор Na 3PO4 имеет сильнощёлочную реакцию. Объяснить эти факты, подтвердить уравнениями.
2.14 При сливании водных растворов Cr(NO 3)3 и Na2S образуется осадок Cr(OH)3
и выделяется газ. Составить молекулярное и ионно-молекулярное уравнение реакций.
2.15 Какие из перечисленных солей подвергаются гидролизу:
а) NaHCO3; б) NaCN; в) KNO3.
Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза.
2.16 Вычислить константу гидролиза фторида калия, определить степень гидролиза этой соли в 0,01 М растворе и pH раствора.
2.17 Вычислить pH 0,02 н. раствора соды Na 2CO3, учитывая только первую ступень гидролиза.
2.18 Сравнить степень гидролиза соли и pH среды в 0,1 М и 0,001 М растворах
цинанида калия.
2.19 При 600С ионное произведение воды КH2O = 10-12. Считая, что константа
диссоциации хлорноватистой кислоты не изменяется с температурой, определить
pH 0,001Н раствора KOCI при 25 и 600С.
2.20 pH 0,1М раствора натриевой соли органической одноосновной кислоты равен 10.
Вычислить К диссоциации этой кислоты.
2.21 Исходя из значений К диссоциации соответствующих кислот и оснований,
указать реакцию водных растворов следующих солей: NH4CN, NH4F, (NH4)2S.
2.22 Почему раствор NaHCO3 имеет слабощелочную среду, а NaHSO3 слабокислую реакцию? Ответ обосновать.
2.23 Вычислить константу гидролиза карбоната натрия, степень гидролиза соли в
0,1 М растворе и pH среды.
2.24 Вычислить константу гидролиза ортофосфата калия. Каков pH в
2,4М
растворе Na3PO4? Определить степень гидролиза.
2.25 Вычислить константу гидролиза ортофосфата калия. Каков pH в 3н. растворе
Na3PO4. Какова степень гидролиза?
2.26 Вычислить константу гидролиза сульфита натрия, степень гидролиза и pH
0,6 М раствора.
2.27 Вычислите pH 0,2 М раствора NaHCOO, если KHCOOH =1,7·10-4.
2.28 Оцените pH раствора, полученного растворением 0,001г NH4CI в 10л воды.
KNH4OH = 1,8·10-5.
92
2.29 В чем состоит отличие реакций гидролиза AI(CH3COO)3 и AI2S3 ?
2.30 Объясните, почему при введении в раствор FeCI3 раствора соды в осадок
выпадает не карбонат железа, а его гидроксид. Напишите уравнение процессов.
2.31 Составьте уравнение реакций, протекающих в водных растворах:
а) AICI3 + H2O→
б) AICI3 + (NH4)2S + H2O→
в) AICI3 + (NH4)2CO3 + H2O→
2.32 Предполагают, что гидролиз буры протекает в 2 стадии:
B4O72- + 3H2O ↔ 2H3BO3 + 2BO2BO2- + 2H2O ↔ H3BO3 + OHКак рассчитать pH раствора буры известной концентрации ?
2.33 Вычислите pH раствора, в 5л которого содержится 20 г NH4CI, если
KNH4OH = 1,8· 10-5.
2.34 У какого раствора pH больше: SnCI2 или SnCI4 (при одинаковых концентрациях)?
2.35 Отличается ли гидролиз AICI3 от AIF3? Ответ обосновать уравнениями.
2.36 Приведите возможные способы смещения равновесия реакций гидролиза
вправо и влево.
2.37 Приготовлены растворы солей Na2CO3, FeCI3 и CuSO4. Напишите постадийно уравнения гидролиза. Как осуществить последнюю стадию гидролиза ?
2.38 Расположите соединения Na2CO3, NaHCO3 и NaOH в порядке увеличения pH
их растворов одинаковой концентрации.
2.39 Напишите сокращенным молекулярно-ионным способом уравнения реакций
гидролиза следующих солей:
1)
FeCI3; 2) Fe2(SO4)3; 3) Fe(OH)CI2.
2.40 Напишите сокращённое молекулярно-ионное уравнение реакций гидролиза
следующих солей:
1) NaNO3; 2) NH4NO2; 3) NH4NO3.
2.41 Напишите сокращённое молекулярно-ионное уравнение реакций гидролиза
следующих солей:
1) Zn(NO3)2; 2) Cu(NO3)2; 3)Ca(NO2)2.
2.42 Напишите сокращённое молекулярно-ионное уравнение реакций гидролиза
следующих солей:
1)
Cu(CH3COO)2; 2) CuSO4; 3) Cu(OH)NO3.
Укажите реакцию среды.
2.43 Укажите способы смещения равновесия реакций гидролиза вправо:
CO32- + H2O ↔ HCO3- + OHHCO3- + H2O ↔ H2CO3 + OH2.44 Какие соли железа гидролизуются сильнее: FeCI2 или FeCI3 и почему? Ответ
обосновать.
2.45 Вычислите pH 0,1 М раствора NH4CI (KNH4OH = 1,8 ·10-5).
2.46 Раствор, содержащий в 1л 3,81 г тетрабората натрия Na 2B4O7 · 10H2O (бура),
имеет pH = 9,18. Напишите уравнение реакции гидролиза и вычислите константу
первой стадии гидролиза, предполагая, что она обусловливает щелочную среду
93
раствора.
2.47 Вычислите константу диссоциации BeOH+
BeOH+ = Be2+ + OHисходя из того, что pH 2 · 10-2М раствора BeCI2 составляет 4,2.
2.48 Соли, образованные многоосновными кислотами и многокислотными основаниями, гидролизуются по ступеням. Докажите, что полная константа гидролиза
равна произведению константы гидролиза всех ступеней гидролиза.
2.49 Вычислите pH 0,2 М раствора NaHCOO, если KНСООН = 1,8 · 10-4.
2.50 Напишите сокращенное молекулярно-ионное уравнение реакций гидролиза
следующих солей (если возможно):
NaCIO4, NH4CIO4, Na2S.
2.51 При каких условиях можно ожидать (теоретически) нейтральную реакцию
среды раствора соли ?
2.52 Реакция среды водного раствора MgCI2 нейтральна. О чём это говорит?
2.53 Напишите сокращенное молекулярно-ионное уравнение реакций гидролиза
следующих солей:
NaCH3COO, NH4CH3COO, Fe(OH)SO4.
2.54 Водные растворы HCI и FeCI3 показывают кислую среду. Это объясняется
протеканием следующих процессов:
HCI + H2O = H2O+ +CIFeCI3 + 2H2O H3O+ + CI- + FeOHCI2
Укажите признаки сходства и различия этих процессов. Назовите процессы.
2.55 Разбавленные растворы LiJ и CsF нейтральны. По мере повышения концентрации раствор LiJ начинает показывать кислую реакцию, а раствор CsF - щёлочную. Как это объяснить ?
2.56 Предскажите реакцию среды (кислая или щёлочная) водных растворов
Na3PO4, Na2HPO4 и NaH2PO4.
2.57 Напишите сокращенное молекулярно-ионное уравнение реакций гидролиза
следующих солей: Fе(NO3)3, Fe(OH)2NO3, Cu(NO3)2.
2.58 Определите pH 0,1 М раствора ортофосфата калия.
2.59 У какого раствора рН больше: FeCl2 или FeCl3 (при одинаковых концентрациях)?
2.60 Определите рН 0,1 М раствора дегидрофосфата калия.
94
3 ВАРИАНТЫ КОНТРОЛЬНЫХ ЗАДАНИЙ
Вариант
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
2.1
2.2
2.3
2.4
2.5
2.6
2.7
2.8
2.9
2.10
2.11
2.12
2.13
2.14
2.15
Номер задачи
2.16
2.31
2.17
2.32
2.18
2.33
2.19
2.34
2.20
2.35
2.21
2.36
2.22
2.37
2.23
2.38
2.24
2.39
2.25
2.40
2.26
2.41
2.27
2.42
2.28
2.43
2.29
2.44
2.30
2.45
2.46
2.47
2.48
2.49
2.50
2.51
2.52
2.53
2.54
2.55
2.56
2.57
2.58
2.59
2.60
ПРИЛОЖЕНИЕ А
Таблица А.1 - Константы диссоциации некоторых слабых электролитов
в водных растворах при 250С
Электролит
К
Азотистая кислота
HNO2
2,6 ·10-5
Аммония гидроксид
NH4OH
4 ·10-4
Борная кислота
H3BO3
K1
5,8 ·10-4
Бромноватистая кислота
HOBr
2,1 · 10-9
Водорода пероксид
H2O2
K1
2,6 ·10-12
Кремниевая кислота
H2SiO3
K1
2,2 ·10-10
K2
1,6 ·10-12
Муравьиная кислота
HCOOH
1,8 ·10-4
Сернистая кислота
H2SO3
K1
1,6 · 10-2
K2
6,3 ·10-8
Сероводород
H2S
K1
6 ·10-8
K2
1 ·10-14
Угольная кислота
H2CO3
K1
4,5 ·10-7
K2
4,7 ·10-11
Уксусная кислота
CH3COOH
1,8 ·10-5
Фосфорная кислота
H3PO4
K1
7,5 · 10-3
K2
6,3 ·10-8
K3
1,3 ·10-12
Циановодород
HCN
7,9 ·10-10
Щавелевая кислота
H2C2O4
K1
5,4 ·10-2
K2
5,4 ·10-5
95
СПИСОК РЕКОМЕНДУЕМОЙ ЛИТЕРАТУРЫ
1 Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия.- М.: Химия,
2001.- 632 с.
2 Зайцев О.С. Задачи и вопросы по химии.- М.: Химия, 1985.- 301 с.
3 Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии.- Л.: Химия, 2004.- 270 с.
4 Гольбрайх З.Е. Сборник задач и упражнений по химии.- М.: Высшая школа,
2004.- 224 с.
96
ЗАДАНИЕ 7 ПО ТЕМЕ «ОКИСЛИТЕЛЬНО–ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ
РЕАКЦИИ. ЭЛЕКТРОХИМИЯ»
1 ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
1 ПРИМЕР РЕШЕНИЯ ЗАДАНИЯ 1
Подберите коэффициенты в следующих реакциях ионно-электронным методом.
Укажите окислитель и восстановитель, определите направление реакции и вычислите ЭДС.
Решение:
Для подбора коэффициентов к уравнениям ОВР этим методом рекомендуется
следующая последовательность действий.
1 Представим схему реакции в ионно-молекулярном виде, записывая в
виде ионов только сильные и хорошо растворимые электролиты.
КМnО4 +Н2С2О4 +H2SO4 → МnSО4 + СО2 + K2SO4 +Н2О
K++ МnО4-+H2C2O4 +2H++SO42-→Мn2++ SO42- +СО2 +2K++SO42- + H2O.
2 В ионно-молекулярном уравнении ОВР, выделим молекулы и ионы, в которых происходит изменение степеней окисления элементов:
3
H 2 C2 O4
7
Mn O4
4
C O2 (a)
Mn 2 (б ) .
3 Составим материальный баланс для всех элементов в схемах превращений.
Реакция идет в водном растворе в кислой среде, поэтому атомы кислорода и
водорода уравниваются молекулами воды (где имеется недостаток атомов кислорода) и ионами водорода, противоположными стороне реакции.
В схеме (а) сначала уравниваются атомы углерода H 2 C2 O4 2CO2 , а затем
атома водорода H 2 C 2 O4 2CO2 2 H .
В схеме (б) в левой части имеется 4 атома кислорода, а в левой их нет. Поэтому в правую часть схемы добавляем 4 молекулы воды, а в левую 8 ионов водорода МпО4- +8H+ →Мп2+ +4Н2О.
4 Составим баланс по зарядам. В схеме (а) подсчитаем суммарные заряды
частиц в левой и правой частях схемы и уравняем их путем вычитания определённого числа электронов. В схеме (а) суммарный заряд частиц в левой части
равен нулю, в правой - плюс двум. Равенство зарядов будет наблюдаться в том
случае, если из левой части схемы убрать два электрона:
Н2С2О4 –2e-→2СО2 +2Н+ (процесс окисления).
восстановитель
В схеме (б) МпО4- +8H+ → Мп2+ +4Н2О подсчитываем суммарные заряды
частиц в левой и правой частях схемы.
Суммарный заряд частиц в левой части равен (+7), а в правой (+2). Равенство зарядов будет соблюдаться в том случае, если к левой части уравнения
прибавить пять электронов:
МпО4- +8H+ +5ē → Mп2+ +4H2O (процесс восстановления).
97
окислитель
5 Уравняем число отданных и принятых электронов, найдя наименьшее общее кратное соответствующих чисел и множители к ним. В рассматриваемом примере наименьшее общее кратное для чисел 2 и 5 равно 10. Поэтому для процесса
окисления дополнительным множителем будет 5, а для процесса восстановления дополнительный множитель 2.
6 С учётом этих множителей произведём суммирование левых и правых частей полученных уравнений:
5 | Н2С2О4-2 ē →2CO2 + 2Н+
2 | МпО4- + 8H+ + 5 ē →Мп2+ +4H2O
5Н2С2О4+ 2МпО4- + 16H+ →10CО2 +10Н+ +2Мn2+ +8H2O.
После приведения подобных членов получим сокращённое ионномолекулярное уравнение рассматриваемой реакции:
5Н2С2О4 +2МпО4- +6Н+ →10CО2 +2Мп2++8H2O.
Коэффициенты этого уравнения соответствуют коэффициентам молекулярного
уравнения:
5 Н2С2О4 +2KМпО4 +3H2SO4=10СО2 + 2МпSО4 +K2SO4 +8H2O.
Проверка правильности подобранных коэффициентов про изводится по
равенству числа атомов всех элементов в обеих частях уравнения.
ЭДС = ∆φ = φокс – φвосс = 1,51-(-0,49) = 2 В; ∆φ > 0, следовательно, реакция идёт
в прямом направлении.
Если реакция протекает в щелочной среде, то для составления материал ьного баланса используются частицы ОН- и Н2О.
В ту часть схемы, в которой не хватает атомов кислорода, добавляют удвоенное число ОН- - групп. В противоположную часть схемы записывают молекулы воды, число которых равно половине количества ОН- - ионов.
Например CrO2
4OH
3e
CrO42
2 H 2 O (процесс окисления)
восстанови тель
1.2 ПРИМЕР РЕШЕНИЯ ЗАДАНИЯ 2
Вычислите ЭДС гальванического элемента, составленного из стандартных цинкового и оловянного электродов. Определите направление тока во внешней цепи указанного гальванического элемента. На каком электроде будет идти растворение металла?
Решение:
Табличное значение стандартного электродного потенциала цинка -0,76 В, а олова 0,13 В.
Электродвижующая сила (ЭДС) равна разности двух электродных потенциалов. ЭДС = ∆φ = φкатода – φанода
ЭДС = ∆φ = φокислитель – φвосстановитель
Т.к. φокислитель > φвосстановитель, то вычитаем из большей алгебраической величины
меньшую:
98
-0,13 - (-0,76) = 0,63 В.
ЭДС цинково-оловянного гальванического элемента равна 0,63 В.
ē
Zn|Zn +2||Sn +2|Sn
-0,76B -0,13B
Цинковая пластина заряжена более отрицательно, чем оловянная. Между ними
возникает разность потенциалов. При замыкании системы в цепь электроны с
цинковой пластины за счёт разности потенциалов переходят на оловянную. Растворение металла будет наблюдаться на цинковом электроде
Zn - 2ē → Zn2+ (окисление восстановителя);
на оловянном электроде
Sn2+ +2ē → Sn0 (восстановление окислителя).
1.3 ПРИМЕР РЕШЕНИЯ ЗАДАНИЯ 3
Хром находится в контакте с медью. Какой из металлов будет окисляться при
коррозии, если эта пара металлов попадет в кислую среду (НCI)? Дайте схему
образующегося при этом гальванического элемента.
Решение:
Исходя из положения металлов в ряду напряжений, определяем, что хром
является более активным металлом (φCr+3/Cr=-0,74 В) и в образующейся галь0,34B ). Хрованической паре будет анодом. Медь является катодом ( Cu / Cu
мовый анод растворяется, а на медном катоде выделяется водород.
ē
Cr/Cu, H+;
-0,74 В < 0,34 В
на аноде Cr – 3e → Сr3+ (p-p) процесс окисления;
на катоде 2H+ + 2e → H2/Сu
процесс восстановления;
суммарное ионное уравнение электрохимической коррозии
2Cr/Cu + 6Н+ → 2Сrг3+ + 3Н2/Cu,
молекулярное уравнение электрохимической коррозии
2Cr/Cu + 6НCI → 2СrCI3 + 3Н2/Cu.
Схема работающего гальванического элемента
ē
2
o
(-) 2Сг/2Сг3+ | НС1 | (Сu) ЗН2/6Н+ (+)
-0,74 В
<
0,34 В
Следовательно, коррозии подвергается хром.
1.4 ПРИМЕР РЕШЕНИЯ ЗАДАНИЯ 4
Какой металл является анодным (катодным) по отношению к покрываемому металлу? Составьте уравнения реакций, протекающих при атмосферной коррозии
(во влажном воздухе).
а) Fe покрыт Zn;
99
б) Fe покрыт Cu.
Решение:
а) Исходя из положения металлов в ряду напряжений, определяем, что цинк явля0,76B ) и в образующейся гальваничеется более активным металлом ( Zn2 / Zno
0.44B ). Цинк расской паре будет анодом. Железо является катодом ( Fe2 / Feo
творяется, а на железе восстанавливается молекулярный кислород.
ē
Fe|H2O, O2|Zn
–0,44 B > –0,76 B
на аноде 2 Zn – 2ē → Zn2+(p-p)
окисление;
–
на катоде 1 О2 + 2Н2О + 4ē → 4ОН
восстановление идет на железе.
Итоговое уравнение реакции будет иметь вид
2Zn/Fe + O2 +2H2O → 2Zn(OH)2↓
Цинк является анодным покрытием.
б) Исходя из положения металлов в ряду напряжений, определяем, что железо является более активным металлом ( Fe Fe
0,44 B ) и в образующейся
2
0,34B ).
гальванической паре будет анодом. Медь является катодом ( Cu / Cu
Железо растворяется, а на меди восстанавливается молекулярный кислород.
ē
2
o
Fe|H2O, O2|Cu
-0,44 B
<
+0,34 B
на аноде 2 Fe
– 2 ē → Fe 2+(p-p)
окисление;
–
на катоде 1 О2 + 2Н2О + 4 ē → 4ОН
восстановление идет на меди.
Итоговое уравнение реакции будет иметь вид
2Fe/Сu + O2 + 2H2O → 2Fe(OH)2↓.
Затем идет реакция окисления гидроксида железа (II) в гидроксид железа
(III) кислородом воздуха:
4Fe(OH)2+ O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3↓
Медь является катодным покрытием.
ПРИМЕР РЕШЕНИЯ ЗАДАНИЯ 5
1.5
Вычислите электродный потенциал цинка в растворе ZnCl2, в котором концентрация
ионов Zn2+ составляет 7 · 10-2 М.
Решение:
По уравнению Нернста
0,059
o
lg[ Zn 2 ] 0,76 0,059 lg 7 10 2 = —0,79 В
Zn / Zn
Zn / Zn
2
2
2
2
100
Ответ: -0,79В.
1.6 ПРИМЕР РЕШЕНИЯ ЗАДАНИЯ 6
Составьте схемы электролиза водного раствора CuSO4:
а) с инертным анодом;
б) с использованием анода из меди.
Решение:
а) Электролиз водного раствора сульфата меди (II) с инертным анодом;
в растворе происходит диссоциация соли:
CuSO4
Cu2+ + SO42Возможные окислители
Cu2+ и H2О.
0,34B
0,41...0B
Так как Cu / Cu
> H O/ H
, более сильным окислителем яв2+
ляется ион Cu , и на катоде происходит восстановление металлической меди.
2
2
2
катодная
Cu2+ + 2ē → Cuo
реакция
Возможные восстановители
SO42- и H2O.
0,82...1,23B
2
2,0B
Так как O / H O
< S O / SO
, более сильным восстановителем
является вода, и на аноде происходит выделение кислорода из воды
анодная
2Н2О – 4ē → О2 + 4Н+
1
реакция
Составим суммарное уравнение реакции, объединив уравнения катодной и
анодной реакций с учетом коэффициентов электронного баланса.
краткое ионное уравнение
2
2
электролиз
2Cu2+ + 2H2O
молекулярное уравнение
2
2
8
2
4
2Cuo(кат.) + O2(ан.) + 4Н+(ан.)
электролиз
2CuSO4 + 2H2O
2Cu(кат.) + O2(ан.) + 2H2SO4(ан.)
б) При электролизе водного раствора сульфата меди (II) с медным анодом в качестве восстановителей будем рассматривать SO42-, H2O и сам анод Cu. Анион SO42разряжаться не будет, а при сравнении, O / H O 0,82...1,23B > Cu / Cu 0,34B видно,
что более сильным восстановителем является медь Cu. На электродах идут следующие процессы:
на катоде: Cu2+ + 2ē → Cu0
на аноде: Cuo – 2 ē → Cu2+
краткое ионное уравнение
2
электролиз
Cu2+ + Cu0
молекулярное уравнение
CuSO4 + H2O +Cu0
2
Cu0 + Cu2+
электролиз
Cu0(кат.) + H2O + CuSO4 (анод)
2
101
2 ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
2.1 Подберите коэффициенты в следующих реакциях ионно-электронным методом. Укажите окислитель и восстановитель, определите направление протекания реакции и вычислите ЭДС.
2.2 Вычислите ЭДС гальванического элемента, составленного из стандартных
электродов. Определите направление тока во внешней цепи указанного гальванического элемента Me|Me+n||Me+n|Me.
Нa каком электроде будет идти растворение металла?
2.3 Какой металл будет подвергаться коррозии, если заданная пара металлов, находящихся в контакте, попадет в кислую среду? Составьте схему образующегося при этом гальванического элемента.
2.4 Какой металл является анодным (катодным) по отношению к покрываемому металлу? Составьте уравнения реакций, протекающих при атмосферной
коррозии (во влажном воздухе).
2.5 Определите электродный потенциал электрода, в котором металлическая
пластинка погружена в раствор собственной соли с заданной концентрацией
катионов.
2.6 Составьте схемы электролиза водного раствора заданного вещества
а) с инертным анодом;
б) с использованием активного анода.
Задания выполняются на основании таблицы:
Номер
вари- 1 реаканта ции
1
1, 4, 89
2
3
4
5
6
7
8
Номера заданий
2
Cu|Cu+2||
Fe+2|Fe
2, 6, 87 Fe|Fe+2||
Zn+2|Zn
3, 8, 88 Mg|Mg+2
||Fe+2|Fe
5, 12,34 Mg|Mg+2
||Zn+2|Zn
3
4
5
6а
6б
Na/Ba Fe покрыт Ni
Fe покрыт Mn
Ca/Ni Zn покрыт AI
Zn покрыт Cd
Sr/Ca Mg покрыт Ca
Mg покрыт Zn
Cu/Fe Mn покрыт Mg
Mn покрыт Fe
Pb|Pb+2
0,0012 н
Zn|Zn+2
2М
Ni|Ni+2
2М
Zn|Zn+2
2н
NaOH
Zn
BaCI2
Ag
HNO3
AI
KNO3
Ni
7, 16,79 Zn|Zn+2|| Zn/Sn Pb покрыт Cu
Sn+2|Sn
Pb покрыт Cо
+2
9, 19,37 Zn|Zn || Fe/Ag AI покрыт Sr
AI+3|AI
AI покрыт Cu
+
10,
Ag|Ag || Na/Ag Cr покрыт Mn
21,44
Mg+2|Mg
Cr покрыт Sn
11,
AI|
AI/Ag Cd покрыт Mg
+3
32,50
AI ||Mg
Cd покрыт Pb
Zn|Zn+2
0,001 М
Cd|Cd+2
0,1 М
Ag|Ag+
1н
Fe|Fe+2
0,002 н
NaBr
Fe
Ba(NO3)2
Cu
Zn(NO3)2
Co
AICI3
Pb
102
+2
9
13,
36,42
Продолжение
10
14,
28,56
11
15,
39,43
12
17,
48,51
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
18,
53,60
20,
64,63
22,
67,70
23,
68,78
30,
65,66
31,
73,62
35,
61,72
38,
80,69
40,
82,71
45,
81,41
46,
84,77
47,
83,58
24,49,7
4
52,
25,85
54,29,8
6
26,33,7
5
55,
|Mg
Pb|Pb+2||
Ni+2|Ni
Mn|Mn+2
||Ni+2|Ni
Pb|Pb+2||
Ag+|Ag
AI|
AI+3||Sn+
2
|Sn
Sn|Sn+2||
Cu+2|Cu
Zn|Zn+2||
Ni+2|Ni
Cu|Cu+2||
AI+3|AI
Zn|Zn+2||
Pb+2|Pb
Zn|Zn+2||
Ag+|Ag
Ag|Ag+||
Sn+2|Sn
Mn|Mn+2
||Pb+2|Pb
Ni|Ni+2||
AI+3|AI
Ni|Ni+2||
Ag+|Ag
Ni|Ni+2||
Cu+2|Cu
AI|AI+3||
Fe+2|Fe
Pb|Pb+2||
Cu+2|Cu
Zn|Zn+2||
Pb+2|Pb
Mn|Mn+2
||Fe+2|Fe
Mg|Mg+2
||Pb+2|Pb
Pb|Pb+2||
Cu+2|Cu
Cr|Cr+3||
Cu|Cu+2
0.1 н
Cu(NO3)2
Mn
Na/Zn Fe покрыт Zn
Fe покрыт Cu
Mn/Ni Zn покрыт Ag
Zn покрыт Mg
Pb/Fe Pb покрыт Bi
Pb покрыт Ni
Ag|Ag+
2н
Cd|Cd+2
0,01 М
Cu|Cu+2
0,2 М
Pb(NO3)2
Mg
AI(NO3)3
Sn
AgNO3
AI
Ca/AI AI покрыт Mg
AI покрыт Pb
Mn/Sn Ni покрыт Cr
Ni покрыт Ag
Zn/Ni Mg покрыт Ca
Mg покрыт Cu
AI/Cu Sb покрыт Cr
Sb покрыт Ag
Na/Zn AI покрыт Ca
AI покрыт Zn
Zn/Ag Fe покрыт Ni
Feпокрыт Mn
Na/Fe Zn покрыт Cd
Zn покрыт AI
Mn/Ni Mg покрыт Ca
Mg покрыт Zn
Zn/Pb Mn покрыт Fe
Mn покрыт Mg
Mn/Pb Pb покрыт Cr
Pb покрыт Cu
Ag/K AI покрыт Cu
AI покрыт Ca
Ni/K Cr покрыт Sn
Cr покрыт Mn
Fe/Mg Cd покрыт Cd
Cd покрыт Mg
Zn/Pb Ni покрыт Cu
Ni покрыт Zn
Sn/Mn Fe покрыт Ag
Fe покрыт Zn
Pb/Na Zn покрыт Cu
Zn покрыт Mg
Ag/Cu Fe покрыт Ni
Ag|Ag+
0,02 М
Cu|Cu+2
2М
Sn|Sn+2
0,0045 М
Zn|Zn+2
0,01 М
Sn|Sn+2
2М
Ni|Ni+2
0,014 н
Ag|Ag+
2М
Cu|Cu+2
0,05 М
Cd|Cd+2
3М
Fe|Fe+2
0,15 М
Ni|Ni+2
0,002 н
Zn|Zn+2
0,21 М
Pb|Pb+2
0,1 н
Mn|Mn+2
0,005 М
Mg|Mg+2
2М
AI|AI+3
0.003 н
Pb|Pb+2
MnCI
Zn
Sn(NO3)2
Ag
Ni(SO4)2
Fe
H2SO4
Pb
Na2SO4
Mg
ZnSO4
Mn
KOH
Fe
CuCI2
Cu
HCI
Ni
Na2CO3
Co
NiCI2
Pb
Ca(NO3)2
Ag
MgBr2
Zn
AgNO3
AI
NiBr2
Ni
FeCI2
Co
PbCI2
Ag
Ni/Pb
Ni покрыт Zn
Ni покрыт Cu
103
59,76
Cu+2|Cu
Fe покрыт Mn
0,012 н
+3
30
57,
Cr|Cr || Mg/C Zn покрыт AI
Zn|Zn+2
27,90
Mg+2|Mg
u
Zn покрыт Cd
0,4 М
ПРИМЕРЫ ОВР ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
MgI2
FeS + HNO3
Fe(NO3)3 + NO + H2SO4+ H2O
KJ + (NH4)2Cr2O7 + H2SO4
J2 + Cr2(SO4)3 + (NH4)2SO4 + K2SO4 + H2O
PH3 + KMnO4 + H2SO4
H3PO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
MnO2 + KC1O3 + KOH
K2MnO4 + KC1 + H2O
C3H5(OH)3 + K2Cr2O7 + H2SO4
CO2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
CoCl2 + K2S2O8 + KOH
Co2O3 + K2SO4 + KC1 + H2O
C2H2 + KMnO, + H2SO4
CO2 + K2SO4 + MnSO4 + H2O
K2MnO4 + Na2SO3 + H2O
MnO2 + Na2SO4 + KOH
NO3 + Р + H2O
H3PO4 +NO
BaFeO4 + KJ + HC1
FeCl2 + BaCl2 + J2 + KC1 + H2O
CrO3 + H2O2 + H2SO4
Cr2(SO4)3 + H2O + O2
FeCl3 + H2O2 + KOH
K2FeO4 + KC1 + H2O
KOH + Cl2
KC1 + KC1O3 + H2O
Na2WO4 + FeSO4 + H2SO4
WO2 + Fe2(SO4)3 + Na2SO4 + H2O
HJO 3 +HJ J 2 +H 2 O
КВrO + MnCl2 + KOH
KBr + MnO2 + KC1 + H2O
NaNO2 + NaJ + H2SO4
NO + J2 + Na2SO4 + H2O
J2 + Cl2 + H2O
HJO3 + HC1
N2H4 + AgNO3 + KOH
N2 + Ag + KNO3 + H2O
HNO2 + KMnO4 + H2SO4
HNO3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
KNO3 + Al + KOH + H2O
NH3 + KAIO2
Au + HNO3 + HC1
AuCl3 + NO +H2O
Pt + HNO3 + HC1
PtCL2, + NO + H2O
As2O3 + Zn + H2SO4
AsH3 + ZnSO4 + H2O
K3AsO4 + KJ + H2SO4
K3 AsO3 + J2 + K2SO4 + H2O
KJ + H2O + O3
J2+ KOH + O2
Br2+ C12+ H2O
HBrO3 + HC1
C1O2+ KOH
KC1O3 + KC1O2+ H2O
KMnO4 + H2O2 + H2SO4
MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O
SO2 + Br2 + H2O
HBr + H2SO4
J2 + KOH
KJO3 + KJ + H2O
KMnO4 + KOH
K2MnO4 + O2 + H2O
Bi2S3 + HNO3
Bi(NO3)3 + NO + S + H2O
NiS + H2O2 + H2SO4
S + NiSO4 + H2O
Cr2(SO4)3 + K2S2O8+ H2O
K2Cr2O7 + K2SO4 + H2SO4
AgNO3 + AsH3 + H2O
Ag + H3 AsO4 + HNO3
K2Cr2O7 + HCl
CrCl3 + Cl2 + KCl + H2O
KJO3 + Cl2 + KOH
K3JO6 + H2O + KC1
Na2SeO3 + Cl2 + NaOH
Na2SeO4 + NaCl + H2O
AsH3 + KMnO4 + H2SO4
H3AsO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
AI
104
41
42
43
44
45
46
47
48
49
50
51
52
53
54
55
56
57
58
59
60
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
71
72
73
74
75
76
77
78
79
80
81
82
83
84
85
Hg + NaNO3 + H2SO4
Na2SO4 + Hg2SO4 + NO + H2O
H2C2O4 + KC1O3
K2CO3 + CO2 + C1O2 + H2O
Mn(NO3)2 + PbO2 + HNO3
HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O
КClO3 + FeCl2 + HC1
KC1 + FeCl3 + H2O
K2Cr2O7 + NaNO2 + H2SO4
Cr2(SO4)3 + NaNO3 + K2SO4 + H2O
KJ + Na2O2 + H2O
J2 + KOH + NaOH
Na2O2 + KMnO4 + H2SO4
O2 + H2O + Na2SO4 + K2SO4 + MnSO4
SnCl2 + NaOH + Bi(NO 3)3
Na2SnO3 + Bi + NaCl + NaNO3 + H2O
K2MnO4 + H2O
KMnO4 + MnO2 + KOH
H2S + HNO3
H2SO4 + NO + H2O
P + KJO3 + KOH
K3PO4 + KJ + H2O
N2 H4+ J2 + KOH
N2+ KJ + H2O
H2O2 + AgNO3 + NH4OH
O2 + Ag + NH4NO3 + H2O
AsH3 + AuCl3 + KOH
K3AsO3 + Au + H2O
NaJ + MnO2 + H2SO4
J2 + MnSO4 + Na2SO4 + H2O
Br2+ NaOH
H2O + NaBr + NaBrO 3
SbCl3 + Hg2Cl2 + NaOH
NaSbO3 + NaCl + Hg + H2O
CoBr2 + O2 + KOH + H2O Co(OH)3 + KBr
Co(NO3)2 + AgNO3 + NaOH
Co(OH)3 + Ag + NaNO 3
Co + HNO3 + H2SO4
CoSO4 + N2 + H2O
KMnO4 + NaNO2 + Ba(OH)2
BaMnO4 + NaNO3 + KOH + H2O
KMnO4 + HNO2 + H2SO4
HNO3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O
Bi(NO3)3 + SnCl2 + NaOH
Bi + Na2SnO3 + NaNO3 + NaCl + H2O
P + КОН + H2O
PH3 + КН2РО4
AgNO3 + КОН + Н2О2
Ag + KNO3 + О2
K2SO3 + KMnO4 + H2SO4
K2SO4 + MnSO4 + Н2О
K2SO3 + KMnO4 + Н2О
K2SO4 + MnO2 + КОН
K2SO3 + KMnO4 + KOH
K2SO4 + K2MnO4 + H2O
Zn + H2SO4
ZnSO4 + H2S + H2O
Cu + HNO3
Cu(NO3)2 + NO + H2O
Zn + HNO3
Zn(NO3)2 + N2O + H2O
Zn + HNO3
Zn(NO3)2 + N2 + H2O
Mg + HNO3
Mg(NO3)2 + NH4NO3 + H2O
КClO3 + FeSO4 + H2SO4
KC1 + Fe2(SO4)3 + H2O
KMnO4 + KCrO2 + H2O K2CrO4 + MnO(OH)2
KMnO4 + H2SO4 + H2S
K2SO4 + MnSO4 + S + H2O
CuS + HNO3
Cu(NO3)2 + NO + H2O + S
Na2SO3 + Na2Cr2O7 + H2SO4
Na2SO4+ Cr2(SO4)3 + H2O
KCIO3 + FeCl2 + HCI
KC1 + FeCl3 + H2O
KMnO4 + HNO2 + H2SO4
HNO3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O
H2O2 + AgNO3 + NH4OH
O2 + Ag + NH4NO3 + H2O
KJ + O3 + H2O
J2 + O2 + KOH
Na2SO3 + HNO3
Na2SO4 + NO + H2O
As2O3 + HOC1 + H2O
H3AsO4 + HCI
MnSO4 + Ca(OCl)2 + NaOH
MnO2 + CaCl2 + Na2SO4 + H2O
105
86
87
88
89
90
MnCl2 + KOC1 + KOH
MnO2 + KC1 + H2O
MnSO4+ H2O2+ KOH
MnO2+ K2SO4+ H2O
KJ + CeO2 + HCI
J2 + CeCl3 + KC1 + H2O
Al + KNO3 + KOH
K3AlO3 + NH3 + H2O
PbO2 + MnSO4 + HNO3
HMnO4 + PbSO4 + Pb(NO3)2 + H2O
СПИСОК РЕКОМЕНДУЕМОЙ ЛИТЕРАТУРЫ
1 Глинка Н.Л., Ермаков А.И. Общая химия: учеб. пособие для вузов
/ под ред. А.И. Ермакова.–2-е изд., испр.–М.: Интеграл–Пресс,2001.–728 с.
2 Глинка Н.И., Рабинович В.А., Рубина Х.М. Задачи и упражнения по общей химии: учеб. пособие для студентов нехим. спец. вузов/под ред. В.А. Рабиновича,
Х.М. Рубиной.–М.: Интеграл–Пресс, 2004.–240 с.
3 Молявко М.А., Шевляков Ф.Б. Окислительно-восстановительные реакции: учеб.
пособие.- Уфа: УГНТУ, 2008.
106
ЗАДАНИЕ 8 ПО ТЕМЕ «КЛАССИФИКАЦИЯ И СВОЙСТВА
НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ»
1 ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Пример 1. Назовите и напишите графические формулы молекул следующих оксидов: CaO, SeO2,Sb2O3.
Решение:
CaO – оксид кальция;
Графическая формула CaO
Ca=О;
SeO2 – оксид селена (IV);
Графическая формула SeO2
О= Se=O;
Sb2O3 – оксид сурьмы (III);
Графическая формула Sb2O3
О= Sb-O- Sb=О.
Пример 2. Назовите кислоты H4GeO4, HPO3, H2S2O7 и напишите их графические
формулы
Решение:
H4GeO4 содержит центральный атом Ge в высшей степени окисления, в ней число
атомов водорода равно числу атомов кислорода (т.е. H4GeO4 отвечает общей формуле ортокислот состава H4 Э О4). Следовательно, H4GeO4 называют ортогерманиевой кислотой
H
H
O
O
Ge
O
H
O
H
HPO3 имеет в своем составе атом фосфора в высшей степени окисления (+5), её
молекула содержит на одну молекулу воды меньше, чем в ортокислоте (H3PO4).
O
P
O
H
O
Поэтому HPO3 называют метафосфорной кислотой.
H2S2O7 содержит два центральных атома серы, поэтому в названии должна присутствовать приставка ди-.
Степень окисления атомов серы в молекуле максимальна (+6), поэтому H2S2O7
называют дисерной кислотой.
Пример 3. Назвать соли: AlN, (CuOH)2CO3 , Al2(SO4)3, MgHCO3. Написать их
графические формулы
Решение:
AlN – нитрид алюминия
107
Al ≡ N
(CuOH)2SO4 – сульфат гидроксомеди (II)
H − O − Cu − O
O
\
//
S
/
H − O − Cu − O
\\
O
Al2(SO4)3 – сульфат алюминия
O−S=O
/ / \\
Al − O O
\
O−S=O
/ \\
O O
/
Al − O O
\
\ //
O−S=O
Mg(HCO3)2 – гидрокарбонат магния
H−O
|
O−C=O
/
Mg
O−C=O
О Н
Пример 4. Напишите уравнения реакций получения солей из оксидов хрома.
Решение:
Хром в соединениях имеет степень окисления +6, +3, +2. Его оксиды CrO3, Cr2O3
и CrO соответственно кислотный, амфотерный и основной. Уравнения реакций,
характеризующие их способность образовывать соли, следующие:
CrO3 + 2NaOH = Na2CrO4 + H2O
Cr2O3 + 6 HCl = 2CrCl3 + 3H2O
Cr2O3 + 2NaOH = 2NaCrO2 + H2O
CrO + 2HCl = CrCl2 + H2O.
Пример 5. С какими из перечисленных веществ вступит в реакцию серная кислота: KOH, CuO, Ba(OH)2, Fe2O3, Al2O3, CO2, SiO2, H3PO4, O2, H2O? Составьте уравнения возможных реакций.
Решение:
Серная кислота не взаимодействует с веществами, имеющими кислотные свойства (H3PO4, CO2, и SiO2), и с кислородом, т.к. она не способна окисляться.
Уравнения возможных реакций:
H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O
основание
H2SO4 + СuO = CuSO4 + H2O
основной
оксид
108
H2SO4 + Ba(OH)2, = Ba SO4 + 2H2O
основание
3H2SO4 + Fe2O3 = Fe2(SO4)3+ 3H2O
амфотерный
оксид
3H2SO4 + Al2O3 = Al 2(SO4)3+ 3H2O
амфотерный
оксид
H2SO4 + KOH = KНSO4 + H2O
2H2SO4 + СuO = Cu(HSO4)2 + H2O
H2SO4 (конц.) + nH2O= H2SO4 · nH2O
олеум
Пример 6. Назовите приведенные здесь кислую, основную соли: Al(OH)2Cl,
Ba(HSO3)2. Напишите реакции, с помощью которых их можно превратить в средние соли.
Решение:
Al(OH)2Cl – основная соль, хлорид дигидроксоалюминия
Ba(HSO3)2 – кислая соль, гидросульфит бария
1) Основная соль – та соль, в формуле молекулы которой имеется гидроксид ион.
2) Кислая соль – та соль, в молекуле которой содержится ион водорода.
3)Средняя соль – молекула такой соли содержит катион металла и кислотный
остаток, не содержащий ион водорода.
Основную соль в среднюю превращают добавлением кислоты
Al(OH)2Cl + 2HCl = AlCl3 + 2H2O.
Кислую соль превращают в среднюю действием на нее основания
Ba(HSO3) + Ba(OH)2 = 2BaSO3 + 2H2O.
Пример 7. Написать реакции, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
Al2O3 → KAlO2 → Al(OH)3 → AlOHSO4 → Al2(SO4)3 → Al → Al(NO3)3
Решение:
а) Al2O3+ 2KOH = 2KAlO2 + H2O
метаалюминат
калия
б) 2KAlO2 + H2SO4 + 2H2O → 2Al(OH)3 + K2SO4
в) Al(OH)3 + H2SO4 = AlOHSO4 + 2H2O
недост. сульфат
гидроксоалюминия
г) 2AlOHSO4 + H2SO4 = Al2(SO4)3 + 2H2O
сульфат
алюминия
д) Al2(SO4)3 + 3Mg = 2Al + 3MgSO4
φº
Al3+ | Al = -1,68 B
φº
Mg2+ | Mg = -2,37 B
Следовательно, магний активнее алюминия и может вытеснить алюминий из
его соли:
е) Al + 4HNO3 = Al(NO3)3 + NO + 2H2O
109
Al – 3e = Al3+
|1
+
NO3 + 4H + 3e = NO + 2H2O | 1
Пример 8. Напишите уравнения реакций в молекулярных и ионо-молекулярных
формах гидроксида натрия со следующими веществами: P2O5, Al(OH)3, CuSO4,
ZnO.
Решение:
1) P2O5 + 6NaOH = 2Na3PO4 + 3H2O
P2O5 + 6OH- = 2PO43-+ 3H2O
2) Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]
амфотер. изб. тетрагидроксоалюминат
натрия
Al(OH)3+ OH- = [Al(OH)4]3) CuSO4 + 2NaOH = ↓Cu(OH)2 + Na2SO4
эквивалентные
гидроксид
количества
меди (II)
2+
Cu + 2OH = Cu(OH)2
4) PbSO4 + 2NaOH = Na2PbO2 + H2SO4
изб.
плюмбит
натрия
PbSO4 +2OH-= PbO22- + SO425) ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O
амфотер.
изб.
цинкат
гидроксид
натрия
2ZnO + 2OH = ZnO2 + H2O
Пример 9. Напишите реакции следующих превращений
Fe(OH)2
FeSO4
FeCl2
Fe(NO3)2
Решение:
1) FeSO4 + 2NaOH = ↓Fe(OH)2 + Na2SO4
2) FeSO4 + BaCl2 = FeCl2 + BaSO4↓
3) FeSO4 + Ba(NO3)2 = Fe(NO3)2 + BaSO4↓
Пример 10. Сколько литров раствора серной кислоты с массовой долей H2SO4
10% и плотностью 1,07 г/мл требуется для нейтрализации гидроксида натрия массой 16 кг?
Решение:
Запишем уравнение реакции нейтрализации:
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O.
Определяем массу H2SO4, необходимую для нейтрализации:
40 г NaOH – 98 г H2SO4
16000 г NaOH – х
х=
98 16000
= 19600г .
80
110
Находим массу 10% раствора H2SO4 по формуле
ω(H 2 SO4 ) =
m(H 2 SO) 4
,
m раствора
Следовательно,
m(р
ра) = m(H 2 SO)4 ω(H 2 SO4 ) = 19600 10 = 196000г .
Находим объем раствора H2SO4, необходимый для нейтрализации NaOH:
V(р
ра) =
m(р
ρ(р
ра) 196000г
=
= 183200мл,
ра) 1,07г,07
или183,2 л
.
2 ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
2.1 Напишите формулы и наименования оксидов указанных кислот:
H2SO4, H3BO3, H4P2O7, HClO, HMnO4.
2.2 Написать формулы и наименования оксидов, соответствующих указанным
гидроксидам: H2SiO3, Cu(OH)2, H3AsO4, H2WO4, Fe(OH)3.
2.3 Выведите формулы ангидридов и назовите их, зная формулы следующих
кислот: H2MoO4, H2Cr2O7, HNO3, HBO2, H2MnO4.
2.4 Назовите и напишите графические формулы следующих оксидов: N2O, SO2,
Mn2O7, CO, SnO2. Приведите соответствующие им гидратные соединения.
2.5 Назовите и напишите графические формулы следующих оксидов: N2O5, P2O3,
CaO, K2O, NO2. Напишите уравнения реакций их гидратации.
2.6 Какие оксиды можно получить, разлагая при нагревании следующие вещества:
Fe(OH)3, Cr(OH)3, Pb(NO3)2, H2SiO3, H2SO4? Напишите уравнения реакций и
названия оксидов.
2.7 С какими из перечисленных ниже оксидов будет реагировать соляная кислота:
SiO2, CuO, SO2, Fe2O3, CdO, P2O5, CO2, ZnO? Напишите соответствующие
реакции.
2.8 Могут ли одновременно находиться в растворе: LiOH и NaOH, KOH и SO2,
Ca(OH)2 и Ba(OH)2, Sr(OH)2 и NO2, NaOH и P2O5, Ba(OH)2 и CO2? Ответ
поясните. Напишите необходимые реакции и названия образующихся
соединений.
2.9 Какие кислоты могут быть получены непосредственным взаимодействием с
водой оксидов: P2O5, CO2, N2O5, SO2, NO2?
2.10 Напишите уравнения реакций, свидетельствующих об основных свойствах
FeO, Al2O3, CaO, CrO.
2.11 Напишите уравнения реакций, доказывающих кислотный характер SO3,
Mn2O7, P2O5, CrO3.
2.12 Какие из веществ, формулы которых приведены ниже, будут реагировать с
оксидом бария: CO2, NaOH, P2O5, AlCl3, K2O, CuO, H2O? Дайте обоснованный
ответ. Напишите уравнения возможных реакций, укажите условия их
осуществления и назовите вещества.
2.13 Какие вещества, формулы которых указаны ниже, будут реагировать с
оксидом цинка: NaOH, Fe2O3, Ca(OH)2, SO3, HNO3? Дайте обоснованный ответ.
Запишите уравнения возможных реакций, укажите условия их осуществления
и назовите вещества.
111
2.14 Напишите уравнения реакций образования Mg2P2O7, Ca3(PO4)2, Mg(ClO4)2,
Ba(NO3)2 в результате взаимодействия:
а) основного и кислотного оксидов;
б) основания и кислотного оксида;
в) основного оксида и кислоты.
2.15 Укажите, какой характер имеют гидраты указанных оксидов: CaO, N2O5,
Mn2O7, MnO, SnO, FeO, SiO2, Fe2O3. Напишите формулы гидратов, назовите их.
2.16 Назовите и напишите графические формулы оксидов: P2O5, CO2, Mn2O7, ZnO.
Составьте уравнения реакций взаимодействия их с водой.
2.17 Напишите реакции солеобразования оксидов следующих элементов:
а) лития, бериллия, бора, углерода, азота;
б) натрия, магния, алюминия, фосфора, серы;
в) стронция, серебра, цинка, сурьмы, мышьяка.
2.18 Назовите оксиды и приведите формулы соответствующих им гидратных
соединений: SnO, SnO2, ClO2, SrO, P2O5, N2O5.
2.19 Напишите эмпирические и графические формулы оксидов:
а) рубидия, цезия, галлия, ртути (II);
б) таллия (I), таллия (III), углерода (II), мышьяка (III);
в) мышьяка (V), сурьмы (V), висмута (III), сурьмы (III);
г) серы (IV), серы (VI), селена (IV), селена (VI);
д) теллура (IV), теллура (VI), хлора (I), хлора (VII);
е) хрома (III), хрома (VI), марганца (II), марганца (IV);
ж) марганца (VII), железа (II), железа (III), олова (IV).
2.20 Напишите уравнения реакций солеобразования оксидов хрома. Приведите
графические формулы этих оксидов.
2.21 Напишите графические формулы и назовите оксиды:
а) ClO2, P2O5, P2O3, N2O3, SiO2;
б) MgO, PbO2, PbO, GeO2, Pb2O.
2.22 Назовите соли и напишите их графические формулы:
а) CrCl3, Ba(HCO3)2, MgSO4, AlOHCl2;
б) Fe(NO3)3, CrOHSO4, Ca3(PO4)2, Fe(HS)2;
в) (ZnOH)2SO3, Al(H2PO4)3, CaSiO3, FeCl2;
г) Cr2(HPO4)3, FeOHNO3, Al2(SO4)3, CoS;
д) AlN, (CuOH)2CO3, Al2(SO3)3, Mg(HCO3);
е) MgSO3, Na2HPO4, Al(OH)2Cl, CaSiO3;
ж) Na2S, KClO3, FeOHNO3, Ca(H2PO4)2;
и) FeOHCl, FeHPO4, Cu(AlO2), Al2O3;
к) Cu2(OH)2SO4, Na2Cr2O7, Al2S3, NaHZnO2;
л) Ba(HSO3)2, CrOHSO4, Na2PbO2, Na3AlO3;
м) Mg(ClO4)2, CoOHCl, Al2(CO3)3, ZnF2;
н) PbOHNO3, BaHAlO3, K2Cr2O7, Mg2Si;
п) Al4(SiO4)3, Cd(HS)2, NaH2PO4, K2MnO4;
р) NaMnO4, Al2(ZnO2)3, Fe(HCO3)2, CrOHSO4;
с) Ba(OCl)2, NaVO3, Ca(HSiO3)2, (PbOH)2SO4.
2.23 Составьте формулы следующих солей:
112
а) дигидрофосфат кальция, сульфат гидроксоалюминия, сульфат бария, карбонат
алюминия;
б) нитрит кальция, гидроалюминат цинка, сульфид бария, хлорид гидроксоцинка;
в) сульфат гидроксоникеля (II), гидросульфид кадмия, карбид железа (III), хромат
кальция;
г) хлорид гидроксожелеза (II), силицид магния, дигидроалюминат бария, нитрит
цинка;
д) хлорид дигидроксоалюминия, гидросульфит бария, нитрид кальция, манганат
железа (III);
е) нитрат гидроксохрома (III), бихромат стронция, дигидросиликат калия, ортоалюминат бария;
ж) метаборат меди (II), ортоалюминат алюминия, хлорид гидроксоцинка (II),
сульфид железа (III);
и) гипохлорит алюминия, гидроортоалюминат кальция, бромид ванадия (V),
сульфит гидроксомеди (II);
к) метафосфат кальция, перхлорат натрия, гидрокарбонат магния, сульфат дигидроксожелеза (II);
л) ортосиликат магния, нитрит свинца (II), гидрохромат меди (II), бромид гидроксоалюминия;
м) метасиликат цинка, сульфит железа (III), нитрат гидроксожелеза (III), дигидроортоалюминат кобальта (II);
н) метаалюминат кальция, гидросульфид железа (III), перманганат бария, хлорид
дигидроксомагния;
п) ортоалюминат магния, гидроксокарбонат алюминия, метафосфат цинка;
р) плюмбит магния, ортосиликат алюминия, нитрат дигидроксохрома (III), гидрофосфат никеля (II);
с) плюмбит алюминия, сульфид алюминия, хлорид дигидроксохрома (III), гидросульфит меди (II).
2.24 Составить уравнения реакций получения солей: дигидрофосфат натрия,
гидросульфит бария, хлорид дигидроксоалюминия, нитрат гидроксохрома (III).
2.25 Как превратить соли, указанные в задаче 2.24, в средние?
2.26 Изменяя соотношение реагирующих веществ по реакции Ca(OH)2+H3PO4
получить кислые, основную и среднюю соли.
2.27 Назовите приводимые ниже кислые соли и напишите уравнения реакций,
при помощи которых можно эти соли превратить в средние: KH2PO4, K2HPO4.
2.28 Назовите приводимые ниже основные соли и напишите уравнения реакций,
при помощи которых можно превратить эти соли в средние: Al(OH)Cl2,
Fe(OH)2Cl.
2.29 Определите массу гидроксида натрия, необходимую для перевода 100 г
гидрокарбоната натрия в карбонат натрия.
2.30 Напишите уравнения реакций образования кислых солей (назовите эти
соли):
а) KOH+H2SO3
г) KOH+H3PO3
б) Ca(OH)2+H3PO4
д) NaOH+H2S
в) KOH+CO2
е) Ba(OH)2+H2SO4
113
2.31 Напишите уравнения реакций образования основных солей (назовите их):
а) Al(OH)3+HNO3 ;
б) Mg(OH)2+HCl; в) Cu(OH)2+HNO3; г) Bi(OH)3+HNO3;
д) Fe(OH)3+H2SO4;
е) Al(OH)3+H2SO4.
2.32 Составьте формулы средних и кислых бариевых солей следующих кислот:
H2SO4, H2S, H3PO4. Напишите реакции получения кислых солей. Назовите их.
2.33 Переведите в средние следующие соли: NaHCO3, ZnOHCl, Bi(OH)2NO3,
Ca(HCO3)2,Mg(HSO3)2. Напишите уравнения соответствующих реакций.
2.34 Составьте уравнения реакций между кислотами и основаниями,
приводящих к образованию солей: NaNO3, NaHSO4, Fe2(SO4)3, Fe(HCO3)2.
2.35 Переведите в средние следующие соли: FeOHSO4, Fe(HCO3)2, KHS,
(MgOH)2SO4.
2.36 Напишите формулы средних, кислых и основных солей алюминия
следующих кислот: CH3COOH, HNO3, H2SiO3.
2.37 Напишите формулы основных и кислых кальциевых солей следующих
кислот: H2SiO3, H2CO3, H2SO4.
2.38 Составьте уравнения реакций между кислотами и основаниями,
приводящих к образованию солей K2S, KHS, (MgOH)2SO4, Mg(HSiO3)2.
2.39 Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах, при
помощи которых можно осуществить следующие превращения:
Ca(OH)2
Ca(NO3)2
CO2
CaCO
NaHCO3
Mg(NO3)2
MgCl2
Na CO
MgCO3
3
2
3
а)
б)
в)
2.40 Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах, при
помощи которых можно осуществить следующие превращения:
NaOH
FeSO4
Fe(OH)2
FeCl2
Fe(NO3)2
Na2 CO3
NaNO3
Na2SO4
Cu(OH)2
CuCl2
Cu(NO3)2
CuCO
3
а)
б)
в)
2.41 Допишите уравнения реакций взаимодействия веществ в молекулярной и
ионной формах:
а) Al2(SO4)3+Ba(NO3)2→…
б) FeCl3+KOH→…
в) Na2CO3+Ca(OH)2→…
г) Na2SiO3+HCl→…
2.42 Допишите уравнения следующих реакций в молекулярной и ионной
формах:
а) CuSO4+NaOH→…
б) CuCl2+K2CO3→…
в) CuO+HNO3→…
г) Cu(OH)2+HCl→…
2.43 Допишите уравнения реакций образования основных солей в молекулярной
и ионной формах:
а) Al(OH)3+HNO3→…
б) Fe2(SO4)3+NaOH→…
в) Zn(OH)2+H3AsO4→…
114
г) Mg(OH)2+HCl→…
2.44 Допишите уравнения реакций образования кислых солей в молекулярной и
ионной формах:
а) NaOH+H2CO3→…
б) KOH+H3PO4→…
в) KOH+H2SO4→…
г) Ba(OH)2+H3PO4→…
2.45 Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах между
следующими веществами: а) хлоридом железа (III) и фосфатом натрия;
б) сульфатом меди (II) и фосфатом натрия; в) сероводородом и нитратом меди (II);
г) сульфидом калия и сульфатом цинка; д) сульфидом натрия и нитратом магния.
2.46 Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах между
следующими веществами: а)гидроксохлоридом магния и гидроксидом натрия;
б)гидроксосульфатом железа (III) и серной кислотой; в)гидрофосфатом кальция и
гидроксидом кальция; г)гидросульфидом кальция и гидроксидом калия;
д)дигидрофосфатом бария и гидроксидом бария.
2.47 Составьте уравнения реакций в молекулярной и ионной формах между
соответствующими кислотами и гидроксидами, приводящими к образованию
следующих солей: FeOHSO4, NaHCO3, Mg(NO3)2, Ca3(PO4)2, Al2(SO4)3.
2.48 Закончите уравнения следующих реакций получения солей в молекулярной
и ионной формах:
а) ZnO+KOH→…
в) Sn(OH)2+NaOH→…
б) Al2O3+NaOH→…
г) Zn+KOH→…
2.49 Закончите уравнения реакций получения солей в молекулярной и ионной
формах:
а) Ca+H3PO4→…
в) Al(OH)3+HClO4→…
б) CaO+HNO3→…
г) Ba(OH)2+H3AsO4→…
2.50 Напишите уравнения реакций образования средних солей между следующими веществами: а) силикатом натрия и азотной кислотой;
б) гидрокарбонатом калия и бромводородной кислотой; в) гидросульфатом калия и гидроксидом калия; г) гидроксосульфатом алюминия и серной кислотой;
д) гидроксоацетатом алюминия и уксусной кислотой.
2.51 Составить уравнения реакций получения всеми возможными способами
следующих солей: сульфат меди (II), нитрат натрия, карбонат кальция.
2.52 Какие соли можно получить, имея в своем распоряжении CaSO4, AgNO3,
K3PO4, BaCl2? Написать уравнения реакций и назвать полученные соединения.
2.53 Могут ли одновременно находиться в растворе следующие вещества: CuSO4
и BaCl2, Ca(OH)2 и CO2, KOH и H3PO4, KNO3 и CaCl2, NaOH и Na2HPO4, MgOHCl
и KOH? Ответ поясните, напишите уравнения реакций и названия полученных
веществ.
2.54 Какова массовая доля (%) хлорида цинка в растворе , полученном при
взаимодействии 13 г металлического цинка со 100 г раствора, содержащего 14,6 г
HCl?
115
2.55 Какая масса раствора HCl с массовой долей 20% израсходована для полного
растворения 10 г смеси цинка с оксидом цинка, если известно, что при этом
выделилось 2,24 л водорода?
2.56 Вычислите массовую долю (%) серной кислоты в растворе, полученном
растворением 40 г SO3 в 160 г раствора H2SO4 с массовой долей 80%.
2.57 При действии серной кислоты на 800 г NaCl получено 200 г HCl. Какова
массовая доля (%) продукта реакции от теоретического выхода?
2.58 Какой объем CO2 выделится, если прокалить 200 г CaCO3, содержащего
15% примесей?
2.59 К 25 мл раствора HCl с массовой долей 10% (плотность 1,047 г/см 3)
прибавили 30 мл раствора NaOH с массовой долей 10% (плотность
1,109 г/см3). Какова реакция среды после окончания реакции?
2.60 Вычислите массу оксида кальция, необходимую для получения гидроксида
кальция массой 3,7 г.
2.61 Оксид углерода (II) можно получить при взаимодействии углерода с
оксидом железа (III). Составьте уравнение реакции и вычислите, сколько литров
оксида углерода (II) образуется из оксида железа (III) массой 80 г.
2.62 Сколько граммов оксида серы (VI) пошло на образование сульфата калия
массой 270г?
2.63 Вычислите количество оксида алюминия, необходимое для получения
Al(NO3)3 массой 213 г.
2.64 Сколько молей оксида углерода (IV) необходимо для образования
Ca(HCO3)2 количеством вещества 0,5 моль?
2.65 Сколько граммов гидроксида натрия с массовой долей NaOH 10%
требуется на нейтрализацию серной кислоты массой 20 г с массовой долей H2SO4
4,9%?
2.66 Сколько граммов гидроксида натрия получается в результате
взаимодействия с водой оксида натрия количеством вещества 0,1 моль?
2.67 Сколько граммов водорода можно получить при взаимодействии железа
массой 11,2 г с соляной кислотой?
2.68 Сколько литров водорода можно получить при действии избытка
разбавленной серной кислоты на цинк массой 24 г?
2.69 Смесь оксида меди (II) и металлической меди массой 2,5 г обработали
раствором соляной кислоты массой 3,6 г (кислота взята в избытке). Сколько
кислоты при этом было израсходовано? Каков состав смеси, если меди в ней 20%?
2.70 При взаимодействии двухвалентного металла массой 1,4 г с кислотой
выделился водород объемом 0,56 л. Назовите этот металл.
2.71 Какое количество серной кислоты потребовалось для осаждения сульфата
бария массой 699 г при взаимодействии избытка хлорида бария с серной
кислотой?
2.72 При обработке серной кислотой фосфорита массой 1 кг с массовой долей
Ca3(PO4)2 62% был получен суперфосфат Ca3(PO4)2+2CaSO4 массой 0,910 кг.
Определите массовую долю (%) выхода суперфосфата от теоретического.
2.73 Сколько граммов концентрированной азотной кислоты требуется для
окисления меди массой 8 г до нитрата меди?
116
2.74 Какое количество аммиака и серной кислоты необходимо для образования
сульфата аммония массой 26,4 г?
2.75 Сколько граммов соляной кислоты должно прореагировать с карбонатом
кальция, чтобы образовался диоксид углерода массой 132 г?
2.76 Сколько граммов гидроксида калия необходимо взять для нейтрализации
0,5 моль серной кислоты?
2.77 К раствору, содержащему хлорид меди (II) массой 5,4 г, прибавили раствор,
содержащий сероводород массой 1,7 г. Раствор выпарили. Определите количество
и массу образовавшегося осадка.
2.78 При взаимодействии избытка сульфата калия с раствором нитрата свинца
(II) образовался осадок массой 9,09 г. Сколько граммов нитрата свинца (II)
содержалось в растворе?
2.79 К раствору, содержащему 0,2 моль хлорида железа (III), прибавили 0,24
моль гидроксида натрия. Сколько молей гидроксида железа образовалось в
результате реакции и сколько граммов хлорида железа (III) осталось в растворе?
2.80 Сколько литров диоксида углерода образуется при сжигании соединения
массой 8 г, состоящего из С (массовая доля 75%) и Н (25%)?
2.81 Сколько граммов гидроксида калия потребуется для превращения серной
кислоты массой 70 г в кислую соль?
2.82 Каковы масса и состав соли, образующейся при взаимодействии 20 г NaOH
и 30 г H2SO4?
2.83 Через раствор, содержащий 14,8 г Ca(OH)2, пропустили 22,4 л CO2. Каковы
состав соли и её масса?
2.84 Составить уравнения, с помощью которых можно осуществить следующие
превращения:
а) Fe(OH)3→Fe2O3→Fe→FeCl3→FeOHCl2→Fe2(SO4)3→Fe(NO3)3;
б) P→P2O5→H3PO4→Ca3(PO4)2→Ca(H2PO4)2→Ca3(PO4)2;
в) Cu(OH)2→CuO→Cu→CuSO4→Cu2(OH)2SO4→Cu(NO3)2;
г) Ca(HCO3)2→CaCO3→CaO→CaCl2→CaCO3→CaSO4;
д) Al2O3→KAlO2→Al(OH)3→AlOHSO4→Al→Al(NO3)3;
е) Zn→ZnSO4→Zn(OH)2→Na2ZnO2→ZnCl2→ZnCO3→ZnO;
ж) CO2→Ca(HCO3)2→CaCO3→CaCl2→Ca(OH)2→CaCO3→CO2;
и) SiO2→Si→Mg2Si→SiH4→SiO2→Na2SiO3→H2SiO3→SiO2;
к) Al→NaAlO2→HAlO2→K[Al(OH)4]→Al2O3→Al→AlCl3→AlOHCl2;
л) Fe→FeO→Fe(NO3)3 → FeSO4→Fe(HSO4)2→Fe2(SO4)3→FeOHSO4;
м) Cu→Cu(NO3)2→Cu(OH)2→CuOHCl→CuCl2→[Cu(NH3)4]Cl2;
н) (NH4)2Cr2O7→Cr2O3→Cr(OH)3→NaCrO2→Na2CrO4→NaHCrO4;
п) NaHCO3→Na2CO3→Na2O→Na2SO4→NaOH→Cr(OH)3→CrOHSO4;
р) KMnO4→MnO2→MnCl2→Mn(OH)4→ MnCl4;
с) ZnO→Al2(ZnO2)3→Zn(OH)2→ZnCl2→ZnOHCl→ZnCl2.
2.85 Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах, при
помощи которых можно осуществить следующие превращения:
а) ZnSO4→Zn(OH)2→ZnCl2→Zn→ZnSO4→Zn(OH)2→Na2[Zn(OH)4];
б) AlCl3→Al(NO3)3→Al(OH)3→Na[Al(OH)4]→Al2(SO4)3;
в) Pb(NO3)2→Pb(OH)2→PbO→Na2[Pb(OH)4]→PbSO4.
117
2.86 Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах, при
помощи которых можно осуществить следующие превращения:
а) Fe2(SO4)3→FeCl3→Fe(OH)3→FeOH(NO3)2→Fe(NO3)3;
б) K→KOH→KHSO4→K2SO4→KCl→KNO3;
в) Cu(OH)2→CuOHNO3→Cu(NO3)2→CuSO4→Cu(OH)2→CuO.
2.87 Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах, при
помощи которых можно осуществить следующие превращения:
а) Ca→Ca(OH)2→CaCl2→Ca(NO3)2→CaSO4→(CaOH)SO4;
б) Cu→Cu(NO)2→Cu(OH)2→CuSO4→Al2(SO4)3→Al2O3;
в) Mg→MgSO4→MgCl2→MgOHCl→Mg(OH)2→MgO.
2.88 Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах, при
помощи которых можно осуществить следующие превращения:
а) CuSO4→CuCl2→ZnCl2→Na2ZnO2→Zn(OH)2→ZnOHCl;
б) Hg(NO3)2→Al(NO3)3→NaAlO2→Al(OH)3→AlOHCl2→AlCl3;
в) ZnSO4→Zn(OH)2→ZnCl2→AlCl3→Al(OH)3→Al2O3.
2.89 Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах, при
помощи которых можно осуществить следующие превращения:
а) CuCl2→Cu(OH)2→CuSO4→ZnSO4→Na2[Zn(OH)4]4;
б) Fe(NO3)3→FeOH(NO3)2→Fe(OH)3→FeCl3→Fe(NO3)3;
в) Al2O3→AlCl3→Al(OH)3→NaAlO2→NaNO3.
3 ВАРИАНТЫ ЗАДАНИЙ
ВаНомер задачи
Ва
Номер задачи
ририант
ант
1
2.1 2.22 а 2.24 2.54 2.84 а 16
2.16 2.23 а 2.39 2.69 2.85 а
2
2.2 2.22 б 2.25 2.55 2.84 б 17 2.17 а 2.23 б 2.40 2.70 2.85 б
3
2.3 2.22 в 2.26 2.56 2.84 в 18 2.17 б 2.23 в 2.41 2.71 2.85 в
4
2.4 2.22 г 2.27 2.57 2.84 г 19 2.17 в 2.23 г 2.42 2.72 2.86 а
5
2.5 2.22 д 2.28 2.58 2.84 д 20
2.18 2.23 д 2.43 2.73 2.86 б
6
2.6 2.22 е 2.29 2.59 2.84 е 21 2.19 а 2.23 е 2.44 2.74 2.86 в
7
2.7 2.22 ж 2.30 2.60 2.84 ж 22 2.19 б 2.23 ж 2.45 2.75 2.87 а
8
2.8 2.22 и 2.31 2.61 2.84 и 23 2.19 в 2.23 и 2.46 2.76 2.87 б
9
2.9 2.22 к 2.32 2.62 2.84 к 24 2.19 г 2.23 к 2.47 2.77 2.87 в
10 2.10 2.22 л 2.33 2.63 2.84 л 25 2.19 д 2.23 л 2.48 2.78 2.88 а
11 2.11 2.22 м 2.34 2.64 2.84 м 26 2.19 е 2.23 м 2.49 2.79 2.88 б
12 2.12 2.22 н 2.35 2.65 2.84 н 27 2.19 ж 2.23 н 2.50 2.80 2.88 в
13 2.13 2.22 п 2.36 2.66 2.84 п 28
2.20 2.23 п 2.51 2.81 2.89 а
14 2.14 2.22 р 2.37 2.67 2.84 р 29 2.21 а 2.23 р 2.52 2.82 2.89 б
15 2.15 2.22 с 2.38 2.68 2.84 с 30 2.21 б 2.23 с 2.53 2.83 2.89 в
СПИСОК РЕКОМЕНДУЕМОЙ ЛИТЕРАТУРЫ
1 Глинка Н.Л. Общая химия.–М.: Интегралл-пресс, 2004.
2 Ерохин Ю.М., Фролов В.И. Сборник задач и упражнений по химии.–М.: Высшая школа, 2005.
3 Сыркин А.М., Зорина Л.Н. Классификация и номенклатура неорганических веществ: учеб.
пособие.- Уфа: УГНТУ, 2006.
4 Курс общей химии /под ред. Н.В.Коровина-М.:Высшая школа, 1999.
118
ЗАДАНИЕ 9 ПО ТЕМЕ "КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ"
1 ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Пример 1. Для соединений Na[Co(SCN)4(H2O)2] и [Fe(NH3)5(NO2)]Cl2 определить
тип комплекса, степени окисления всех составляющих и указать комплексообразователь, лиганды, ионы внешней и внутренней сферы и координационное число.
Записать уравнения диссоциации комплексных соединений и константу нестойкости для комплексных ионов.
Решение
Сначала проанализируем состав комплексного соединения. В комплексном
соединении содержится сложный комплексный ион, который показан в квадратных скобках. Комплексный ион состоит из комплексообразователя и лигандов.
Комплексообразователь записывается первым в квадратной скобке, а далее следуют лиганды. Лигандами могут быть как заряженные частицы: I , Cl , F , NO 3 ,
NO 2 , OH , CN , SCN , так и нейтральные молекулы: Н2О, NH3. Количество лигандов вокруг комплексообразователя называется его координационным числом. Чаще всего лиганд бывает связан с комплексообразователем через один из
своих атомов одной двухцентровой химической связью. Такого рода лиганды получили название монодентатных. К числу монодентатных лигандов относятся
все галогенид-ионы, цианид-ион, аммиак, вода и другие. Существует целый ряд
лигандов, которые в комплексах являются практически всегда бидентатными.
Это - этилендиамин, карбонат-ион, оксалат-ион и т.п. Каждая молекула или ион
бидентатного лиганда образует с комплексообразователем две химические связи в
соответствии с особенностями своего строения:
Комплексообразователь и лиганды связаны прочной ковалентной связью
119
донорно-акцепторного типа. Комплексный ион является ионом внутренней сферы. Снаружи располагаются ионы внешней сферы. Ионы внешней и внутренней
сферы связаны ионной связью.
Заряд комплексообразователя определяют исходя из зарядов ионов внешней
сферы, лигандов, их количества и нейтральности молекулы в целом. Определим
заряд комплексообразователя для рассматриваемых комплексных соединений.
+
Na [Co
1+
x
(SCN) 4
0
(H2O) 2 ]
[Fe
х + 4(-1) + 2·0 = 0
0
3
(NH3)
x
(NO 2 )–]Cl 2
х + 0·5 + (-1) + (-1)·2 = 0
х = +3
х = +3
Следовательно комплексообразователем в первом соединении является Со 3+, а во
втором – Fe3+.
В приведенном примере вокруг комплексообразователя Со3+ расположены
лиганды: (SCN)
и (Н2О)0, их число равно 6, а вокруг Fe3+ – лиганды (NH3)0 и
(NO2)–, их число также равно 6. Заряд комплексного иона [Fe(NH3)5NO2]2+ равен
+2. Ионами внешней сферы в указанном соединении являются ионы Cl .Заряд
комплексного иона [Co(SCN)4(H2O)2]- равен -1. Ионами внешней сферы в указанном соединении являются ионы Na+. Исходя из вышесказанного данные комплексные соединения могут быть представлены следующими схемами (рисунки
1а и 1б):
Далее определим тип приведенных комплексных соединений. Классификацию
комплексных соединений можно провести
1) по заряду комплекса. По этому признаку комплексные соединения делятся на
катионные
(например,
[Zn(NH3)4]Cl2),
анионные
(K3[Fe(CN)6]),
катионно-
анионные ([Cu(NH3)4][PtCl6]), нейтральные ([Pd(NH3)2Cl2]0).
2) по виду лигандов комплексные соединения подразделяются на аквакомплексы
([Cr(H2O)6](NO3)3]), гидроксокомплексы (Na[Al(OH)4]), аммиакаты ([Ag(NH3)2]Cl),
ацидокомплексы (K2[PtCl6]), гидридные комплексы (Na[BH4]), карбонильные
комплексы ([Fe(CO)5]), π-комплексы ([Fe(C5H5)2]), хелаты ([Cu(NH2CH2COO)2]) и
смешанные комплексы ([Co(NH3)4Cl2]NO3).
120
Лиганды
Н2О
SCN-
SCNCo3+
Na+
SCN-
SCN-
Ион внешней
сферы
Комплексообразователь
Н2О
Ион внутренней
сферы (комплексный ион)
Лиганды
Рисунок 1а Схема комплексного соединения Na[Co(SCN)4(H2O)2]
Комплексообразователь
NН3
Лиганды
NН3
NН3
Fe
–
Cl
NO2
NН3
Ион
внешней
сферы
Лиганды
Cl
3+
NН3
Ион
внешней
сферы
Ион внутренней сферы
(комплексный
ион)
Рисунок 1б Схема комплексного соединения [Fe(NH3)5 NO2]Cl2
121
3) по составу внешней сферы среди комплексных соединений выделяют кислоты
(Н2[PtCl6]), основания ([Ag(NH3)2]ОН), соли (KFe[Fe(CN)6]), неэлектролиты
([Cr(NH3)3(NCS)3]).
Используя
приведенную
классификацию,
комплексное
соединение
Na[Co(SCN)4(H2O)2] относится к анионным комплексам, так как комплексная частица [Co(SCN)4(H2O)2]¯ является анионом. По виду лигандов – это смешанный
комплекс, так как во внутреннюю координационную сферу входят различные лиганды - (SCN) и (Н2О)0, их число равно 6. По составу внешней сферы данное соединение является комплексной солью.
[Fe(NH3)5(NO2)]Cl2 относится к катионным комплексам, так как комплексная частица [Fe(NH3)5NO2]2+ является катионом. По виду лигандов – это смешанный
комплекс, так как во внутреннюю координационную сферу входят различные лиганды - (NH3)0 и (NO2)–, их число равно 6. По составу внешней сферы данное соединение является комплексной солью.
Комплексные соединения, имеющие ионную внешнюю сферу, в растворе
подвергаются диссоциации на комплексный ион и ионы внешней сферы. Они ведут
себя в разбавленных растворах как сильные электролиты: диссоциация протекает
моментально и практически нацело. Комплексные соединения при диссоциации
образуют комплексные ионы:
Na[Co(SCN)4(H2O)2] → Na+ + [Co(SCN)4(H2O)2] ;
[Fe(NH3)5NO2]Cl2 → [Fe(NH3)5NO2]2+ + 2Cl .
Если во внешней сфере комплексного соединения находятся гидроксидионы, то это соединение – сильное основание (диссоциация идет нацело, рН>>7).
Пример соединения этого типа – гидроксид тетраамминцинка (II):
[Zn(NH3)4](OH)2 → [Zn(NH3)4]2+ + 2OH-.
Комплексные соединения с внешнесферными катионами водорода (типа
гексафторосиликата водорода или тетрафторобората водорода) в водном растворе
нацело подвергаются протолизу. Они являются сильными кислотами:
H[BF4] + H2O → [BF4]- + H3O+.
122
Однако на отщеплении внешнесферных ионов процесс электролитической
диссоциации не заканчивается. Комплексные ионы, в свою очередь, подвергаются
обратимой электролитической диссоциации, уже как слабые электролиты, по
схеме:
Со3+ + 4 SCN + 2 H2O
[Co(SCN)4(H2O)2]
Fe2+ +5 NH3 + NO2–.
[Fe(NH3)5(NO2)]2+
Такая диссоциация протекает ступенчато: лиганды удаляются из внутренней
сферы постепенно, один за другим (точнее, происходит реакция замещения лиганда на молекулы растворителя - воды). Применяя закон действующих масс к
обратимым процессам, получим выражения констант нестойкости комплексных
ионов:
Co 2
KН
KН
4
SCN
H 2O
2
Co( SCN ) 4 ( H 2 O) 2
Fe 3
NH 3
5
NO2
Fe( NH 3 ) 5 ( NO2 )
2
Пример 2. Назвать комплексные соединения [Co2(CO)8], H[Sb(OH)6], Li[AuBr4],
[Co(H2O)5NH3]Br3.
Решение:
Современная номенклатура комплексных соединений основана на рекомендациях ИЮПАК (Международный союз общей и прикладной химии) и адаптирована к традициям русского химического языка.
Правила изображения формул комплексных соединений следующие. При
составлении формулы одноядерного комплекса (ионного или нейтрального) слева
ставят символ центрального атома (комплексообразователя), а затем перечисляют
лиганды в порядке уменьшения их зарядов от положительных значений к отрицательным: [M(L1)+(L2)0(L3)ˉ]. При равенстве зарядов лигандов пользуются практическим рядом элементов. Например, H2O записывают левее NH3, C5H5N – левее
123
CO. Более простые лиганды в формулах указывают левее более сложных: так, N2
пишут левее NH3, NH3 – левее N2H4, N2H4 – левее NH2OH. В формулах многоядерных комплексов указывают число центральных атомов, например [M xLy].
Названия веществ строят из названий лигандов с предшествующей числовой приставкой (греческое числительное), указывающей число лигандов каждого
типа в формуле, и названия комплексообразователя в определенной форме. Если
название лиганда уже содержит числовую приставку, а также в тех случаях, когда
такая приставка создает неясность в строении лиганда, используют умножающие
приставки, такие как бис-, трис-, тетракис-, пентакис- и др. Например: (SO42-)2 бис(сульфато-), (NH2CH2CH2NH2)4 – тетракис(этиленди-амин).
Порядок перечисления лигандов. Перечисление лигандов ведут от отрицательного заряда лиганда к нейтральному и затем положительному, т.е. справа
налево по формуле соединения:
[M(L1)+(L2)0(L3)-].
Названия анионных лигандов получают, добавляя концевую гласную -о, которой сопровождается название соответствующего аниона (или корня названия
аниона):
CN‾ - циано
NO‾ - нитрозо
O22‾ - пероксо
NO2‾ - нитро
C2O42‾ - оксалато
OH‾ - гидроксо
Cl‾ - хлоро
SO32‾ - сульфито
CH3COO‾ - ацетато
H‾ - гидридо
SO3S2‾ - тиосульфато
Иногда анионные лиганды имеют специальные названия, например O2- - оксо, S2- - тио, HS- - меркапто. Анионы углеводородов в качестве лигандов называют
так: CH3- - метил, C5H5- - циклопентадиенил.
Для нейтральных лигандов используют номенклатурные названия веществ
без изменений (N2 - диазот, N2H4 - гидразин, C2H4 - этилен и т.д.), кроме веществ,
которые, выступая в роли лигандов, получают следующие специальные названия:
H2O - аква
NH3 – аммин
NO - нитрозил
CO – карбонил
SO2 - диоксосера
PF3 - трифторофосфор
Громоздкие по написанию формулы органических лигандов заменяют пол-
124
ностью или частично буквенными обозначениями, например:
NH2CH2CH2NH2 (этилендиамин) – en
P(C2H5)3 (триэтилфосфин) – PEt3
(NH2)2CO (карбамид) – ur
C5H5N (пиридин) – py
Для катионных лигандов применяют следующие названия:
N2H5+ - гидразиний
NO2+ - нитроилий
NO+ - нитрозилий
H+ - гидро
Нейтральные комплексы. Названия комплексов без внешней сферы состоят
из одного слова. Вначале указывается число и названия лигандов (для лигандов
каждого вида отдельно), затем название центрального атома в именительном падеже (в случае многоядерных комплексов – с указанием числа центральных атомов). Например:
[Al2Cl6] – гексахлородиалюминий
[Ni(CO)4] – тетракарбонилникель.
Комплексные катионы. Названия соединений с комплексными катионами
строятся так же, как и названия простых соединений, состоящих из катиона и
аниона (т.е. "анион катиона", например NaCl - хлорид натрия, BaCrO4 - хромат бария, H2O2 - пероксид водорода и т.п.). Однако в рассматриваемом случае катион
не простой, а комплексный.
Названия комплексных катионов состоят из числа и названия лигандов и
названия комплексообразователя (для многоядерных комплексов – с указанием их
числа). Обозначение степени окисления комплексообразователя дают римскими
цифрами в скобках после названия (по способу Штока), например:
[Ag(NH3)2]+ - катион диамминсеребра (I)
[Cr2(NH3)9(OH)2]4+ - катион дигидроксононаамминдихрома (III).
Названия соединений, включающих комплексный катион, строятся следующим образом:
[Mn(H2O)6] SO4 - сульфат гексааквамарганца(II)
[Ag(NH3)2]OH - гидроксид диамминсеребра(I)
125
[Cr2(NH3)9(OH)2]Cl4 - хлорид дигидроксононаамминдихрома(III).
Комплексные анионы. Названия соединений с комплексными анионами
строятся так же, как названия простых соединений, состоящих из катиона и аниона. Однако в рассматриваемом случае анион не простой, а комплексный.
Название комплексного аниона строится из числа и названия лигандов, корня названия элемента-комплексообразователя, суффикса -ат и указания степени
окисления комплексообразователя:
[BF4]- - тетрафтороборат(III)-ион
[Al(H2O)2(OH)4]- - тетрагидроксодиакваалюминат(III)-ион
[VS4]3- - тетратиованадат(V)-ион
Для целого ряда элементов-комплексообразователей вместо русских используются корни их латинских названий:
Ag - аргент- ; Au - аур- ; Cu - купр- ; Fe - ферр- ; Hg - меркур- ; Mn - манган- ; Ni никкол- ; Pb - плюмб- ; Sb - стиб- ; Sn - станн-.
Примеры названий комплексных анионов:
[Fe(CN)6]3- - гексацианоферрат(III)-ион
[Ag(SO3S)2]3- - дитиосульфатоаргентат(I)-ион.
Названия соединений, включающих комплексный анион, строятся следующим образом:
(NH4)2[PtCl6] - тетрахлороплатинат(IV) аммония
K3[AlF6] – гексафтороалюминат калия
Таким образом, искомые названия комплексных соединений:
[Co2(CO)8] – октакарбонилдикобальт
H[Sb(OH)6] - гексагидроксостибат(V) водорода
Li[AuBr4] – тетрабромоаурат(III) лития
[Co(H2O)5NH3]Br3 – бромид амминпентаквакобальта(III).
Пример 3. По названию комплексного соединения напишите его эмпирическую
формулу: трироданотрицианоферрат (III) аммония; фосфатотриаквахром; тетрабромородат (II) диаквадиамминхрома (III)
Решение:
126
В соединении трироданотрицианоферрат (III) аммония, очевидно, комплексным является анион. Комплексная частица записывается в квадратных скобках, ее формулу записываем справа налево в порядке перечисления лигандов с
указанием их числа, левее всех лигандов записываем комплексообразователь, а
слева от квадратной скобки записываем катион. После этого проставляем заряды
всех частиц и, используя принцип электронейтральности молекулы, находим индексы при катионе и анионе:
+1
+3 3(-1)
3(-1)
(NH4+)3[Fe(CN)3(SCN)6]3-.
Название комплексного соединения фосфатотриаквахром сразу указывает
на нейтральный комплекс, следовательно, формула соединения заключена в квадратные скобки. Далее, как и в предыдущем примере, лиганды записываем справа
налево в порядке перечисления с указанием их числа, левее всех лигандов записываем комплексообразователь: [Cr(H2O)3PO4].
Название тетрабромородат (II) диамминдиаквахрома (III) указывает на то,
что в этом соединении комплексными являются и катион и анион. Следовательно,
и правую (анион) и левую (катион) части формулы мы заключаем в квадратные
скобки. Нельзя забывать, что название аниона записывается первым (слева), а в
формуле анион указывают вторым (справа). Далее действуем по обычному алгоритму:
+3
0
0
+2
4(-1)
[Cr+3(H2O)2(NH3)2]23+[Rh+2Br4]32Пример
4.
Определить
тип
гибридизации
атомных
орбиталей
иона-
комплексообразователя и магнитные свойства комплексных ионов [CoF6]3- и
[Co(NH3)6]3+.
Решение:
В теории кристаллического поля химическая связь комплексообразователь –
лиганд считается электростатической. В соответствии с этой теорией лиганды
располагаются вокруг комплексообразователя в вершинах правильных много-
127
гранников (полиэдров) в виде точечных зарядов. Реальный объем лиганда теорией
во внимание не принимается. Лиганды, как точечные заряды, создают вокруг
комплексообразователя электростатическое поле (“кристаллическое поле”, если
рассматривать кристалл комплексного соединения, или поле лигандов), в котором
энергетические уровни комплексообразователя и, прежде всего, d-подуровни
расщепляются и их энергия изменяется. Характер расщепления, энергия новых
энергетических уровней зависит от симметрии расположения лигандов (октаэдрическое, тетраэдрическое или иное кристаллическое поле). Когда в качестве лигандов координируются молекулы H2O, NH3, CO и другие, их рассматривают как
диполи, ориентированные отрицательным зарядом к комплексообразователю.
Рассмотрим случай октаэдрического расположения лигандов (например,
[CoF6]3-
или
[Co(NH3)6]3+).
В
центре
октаэдра
находится
атом-
комплексообразователь М(+n) с электронами на d-атомных орбиталях, а в его вершинах – лиганды в виде точечных отрицательных зарядов (например, ионы F - или
полярные молекулы типа NH3). В условном ионе М(+n), не связанном с лигандами,
энергии всех пяти d-АО одинаковы (т.е. атомные орбитали вырожденные).
Однако в октаэдрическом поле лигандов d-АО комплексообразователя попадают в неравноценное положение. Атомные орбитали d(z2) и d(x2- y2), вытянутые вдоль осей координат, ближе всего подходят к лигандам. Между этими орбиталями и лигандами, находящимися в вершинах октаэдра, возникают значительные силы отталкивания, приводящие к увеличению энергии орбиталей. Иначе
говоря, данные атомные орбитали подвергаются максимальному воздействию поля лигандов.
Другие три d-АО – d(xy), d(xz) и d(yz), расположенные между осями координат и между лигандами, находятся на более значительном расстоянии от них.
Взаимодействие таких d-АО с лигандами минимально, а следовательно – энергия
d(xy), d(xz) и d(yz)-АО понижается по сравнению с исходной.
Таким образом, пятикратно вырожденные d-АО комплексообразователя,
попадая в октаэдрическое поле лигандов, подвергаются расщеплению на две
группы новых орбиталей – трехкратно вырожденные орбитали с более низкой
128
энергией, d(xy), d(xz) и d(yz), и двукратно вырожденные орбитали с более высокой энергией, d(z2) и d(x2-y2). Эти новые группы d-орбиталей с более низкой и более высокой энергией обозначают de и dg:
Разность энергий двух новых подуровней de и dg получила название параметра расщепления Δ0:
E2 – E1 = Δ0 .
Выигрыш энергии за счет преимущественного заселения электронами deатомных орбиталей называют энергией стабилизации комплекса полем лигандов.
Специфика каждого из лигандов сказывается в том, какое поле данный лиганд создает – сильное или слабое. Чем сильнее поле лигандов, чем больше значение параметра расщепления Δ0. Изучение параметра расщепления, как правило,
основано на спектроскопических исследованиях.
Наиболее распространенные лиганды можно расположить в следующий
спектрохимический ряд, вдоль которого значение Δ0 монотонно растет:
I- <Br- <Cl- ≈NCS- << NO3- < F- < OH- < H2O ≈ H- < NH3 < NO2- < CN- ≈ NO ≈ CO.
Рассмотрим распределение электронов по de- и dg-орбиталям в октаэдрическом поле лигандов. Заселение de- и dg-орбиталей происходит в полном соответствии с правилом Гунда и принципом Паули. При этом независимо от значения параметра расщепления первые три электрона занимают квантовые ячейки deподуровня:
Если число электронов на d-подуровне комплексообразователя больше трех,
для размещения их по расщепленным подуровням появляется две возможности.
При низком значении параметра расщепления (слабое поле лигандов) электроны
129
преодолевают энергетический барьер, разделяющий de- и dg-орбитали; четвертый, а затем и пятый электроны заселяют квантовые ячейки dg-подуровня. При
сильном поле лигандов и высоком значении D0 заселение четвертым и пятым
электроном dg-подуровня исключено; происходит заполнение de-орбиталей.
При слабом поле лигандов заселяющие квантовые ячейки 4 или 5 электронов
имеют параллельные спины, поэтому получаемый комплекс оказывается сильно
парамагнитен. В сильном поле лигандов образуются одна, а затем две электронные пары на de-подуровне, так что парамагнетизм комплекса оказывается гораздо слабее.
Вернемся к рассмотрению электронного строения октаэдрических комплексных ионов [Co(NH3)6]3+ и [CoF6]3-. В соответствии с расположением в спектрохимическом ряду, аммиак NH3 относится к числу лигандов сильного поля, а
фторид-ион F- – слабого поля. Следовательно, заселение электронами атомных
орбиталей в данных комплексах будет происходит по схеме:
В анионе [CoF6]3- лиганды F- создают слабое кристаллическое поле (Δ0 =
13000 см-1), и все электроны исходной 3d6-АО размещаются на de- и dg-орбиталях
без какого-либо спаривания. Комплексный ион является высокоспиновым и содержит четыре неспаренных электрона, поэтому он парамагнитен. При образовании этого комплекса реализуется тип гибридизации sp3d2 .
130
В ионе [Co(NH3)6]3+ лиганды NH3 создают сильное кристаллическое поле
(Δ0 = 22900 см-1), все 3d6-электроны размещаются на более энергетически выгодной de-орбитали. Переход электронов с de- на dg-орбитали невозможен из-за
слишком высокого энергетического барьера. Поэтому данный комплексный катион является низкоспиновым, он не содержит неспаренных электронов и диамагнитен. При образовании этого комплекса реализуется тип гибридизации d2sp3.
Пример 5. Константа нестойкости иона [Ag(CN)2]- составляет 1·10-21. Вычислить
концентрацию ионов серебра в 0,05 М растворе К[Ag(CN)2], содержащем, кроме
того, 0,01 моль/л KCN.
Решение:
Вторичная диссоциация комплексного иона протекает по уравнению:
[Ag(CN)2]- ↔ Ag+
+ 2CN-.
В присутствии избытка ионов CN-, создаваемого в результате диссоциации
KCN (которую можно считать полной), это равновесие смещено влево настолько,
что количеством ионов CN- , образующимся при вторичной диссоциации, можно
пренебречь. Тогда [CN-] = C
KCN
= 0,01 моль/л. По той же причине равновесная
концентрация ионов [Ag(CN)2]- может быть приравнена к общей концентрации
комплексной соли (0,05 моль/л).
По условию задачи:
К нест .
Ag CN
Ag (CN ) 2
2
1 10
21
.
131
Отсюда выражаем концентрацию ионов Ag+.
1 10
Ag
21
Ag (CN ) 2
2
CN
.
Подставив значения концентраций ионов CN- и
1 10
Ag
21
0.01
0.05
2
5 10
19
[[Ag(CN)2]-], получим:
моль / л .
Пример 6. Растворы простых солей кадмия образуют со щелочами осадок гидроксида кадмия Cd(OH)2, а с сероводородом – осадок сульфида кадмия CdS. Чем
объяснить, что при добавлении щелочи к 0,05М раствору K2[Cd(CN)4], содержащему 0,1 моль/л KCN, осадок не образуется, тогда как при пропускании через
этот раствор сероводорода выпадает осадок CdS? Константу нестойкости иона
[Cd(CN)4]2- принять равной 7.8·10-18.
Решение:
Условия образования осадков Cd(OH)2 и CdS могут быть записаны следующим образом:
[Cd2+][OH-]2 > ПР Cd(OH)2 = 4,5 · 10-15
[Cd2+][S2-] > ПР CdS = 8 · 10-27.
В растворе комплексной соли при заданных условиях концентрация ионов
Cd2+ вычисляется по уравнению (см. пример 1):
K нест
Cd 2
Сd (CN ) 4
CN
2
7.8 10
4
18
0.1
0.05
4
3.9 10
15
моль / л .
Тогда концентрация ионов ОН-, достаточная для осаждения гидроксида
кадмия, найдется из неравенства
OH

ПРСd (OH ) 2
Cd 2
4.5 10
3.9 10
15
15
1моль / л .
132
Таким образом, в рассматриваемой системе при концентрациях ионов ОН меньших, чем 1 моль/л, равновесие [Cd(CN)4]2- + 2ОН-↔ Cd(OH)2 + 4CN- смещено в сторону образования комплексного иона.
Условие образования осадка сульфида кадмия из заданного раствора тетрацианокадмата калия выразится неравенством:
S2 
ПРCdS
Cd 2
8.0 10
3.9 10
27
18
2 10
12
моль / л .
Следовательно, даже при малых концентрациях сульфид-иона равновесие
[Cd(CN)4]2- + S2-↔ CdS + 4CN- практически полностью смещено в сторону образования сульфида кадмия.
Пример 7. Произойдет ли образование осадка Cu(OH)2 при сливании равных объемов 1.0 М растворов КОН и [Cu(NH3)4]Cl2 , содержащего избыток 0.5 моль аммиака. Кн([Cu(NH3)4]2+)=9.33·10-13; ПРCu(OH)2
=5.6·10-20;
степень диссоциации
[Cu(NH3)4]Cl2 и КОН принять равной 1.
Решение:
При сливании равных объемов растворов концентрация каждого из компонентов уменьшается в 2 раза, т.е. станет равной С([Cu(NH3)4]Cl2)=0.5 моль/л;
СКОН=0.5 моль/л; С(NH3) =0.25 моль/л.
В присутствии избытка аммиака равновесие диссоциации иона
[Cu(NH3)4]2+↔ Cu2+ + 4NH3
сильно смещено влево. Поэтому концентрацией аммиака, получающегося при
диссоциации этого иона, можно пренебречь, а концентрацию NH3 в растворе
можно считать равной 0.25 моль/л. Отсюда
KH
Cu 2
Cu 2
0.25
0.5
4
0.5 9.33 10
0.25
9.33 10
13
13
4
1.17 10
10
моль / л .
Так как раствор гидроксида калия – сильный электролит: КОН↔К+ + ОН- , то
СК+= СОН-=0.5 моль/л.
Тогда [Cu2+]·[OH-]2=1.17·10-10·(0.5)2=2.9·10-11,
133
т.е. [Cu2+]·[OH-]2 > ПРCu(OH)2.
Следовательно, осадок Cu(OH)2 образуется.
2 ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
2.1 Для приведенных комплексных соединений определить тип комплекса,
степени окисления всех составляющих, указать комплексообразователь, лиганды,
ионы внешней и внутренней сферы, а также координационное число. Записать
уравнения диссоциации комплексного соединения и константу нестойкости для
комплексного иона.
2.1.1 K 2[PtCl6], [Co(NH3)5SO4]NO3, [Сu(NH3)3OH]OH, [Cu(NH3)2(SCN)2]
2.1.2 Na2[Cu(CN)4], [Co(H2O)2(NH3)4]Cl2, (NH4)2[Ce(NO3)6], Na2[AlF6]
2.1.3 (NH4)3[RhCl6], [Сu(NH3)4](OH)2, [Ni(CO)4], [Cr(H2O)4PO4]
2.1.4 K3[CoF6], [Pd(NH3)3Cl]Cl, [Sn(H2O)2Cl2], Na[Al(OH)4]
2.1.5 Na[Ag(NO3)2], [Pt(NH3)3Cl]Br, H[Sb(OH)6], K2[HgI4]
2.1.6 K2[Cd(CN)4], [Ag(NH3)2]OH, [Co(NH3)5Br]SO4, [Fe(H2O)6]Cl3
2.1.7 Na3[V(SCN)6], [Co+3(NH3)5Br]2[Fe(CN)6], [Pd(H2O)(NH3)2Cl]Cl, K3[Co(CN)6]
2.1.8 K[Ag(CN)2], [Fe(H2O)4Cl2], [Co(NH3)5H2O]Cl3, K[AuCl4]
2.1.9 K4[Mn(CN)6], [Ti(H2O)4Br2]Br, [Fe(CO)5], K2[Pt(OH)5Cl]
2.1.10 K2[NiCl4], [Cu(H2O)3OH]Cl, [Pt(NH3)4Cl2], K2[Cu(S2O3)2]
2.1.11 (NH4)3[Fe(CN)6], [Hg2(H2O)OH]Cl, [Cu+2(NH3)4][ZnBr4], K2[Pt(CN)4Cl2]
2.1.12 H[AuCl4], [Co(NH3)5Cl]Cl2, [Cr(H2O)4Cl2]Br, K[Al(OH)4]
2.1.13 K3[Al(OH)6], [Be(H2O)3OH]Cl, [Cr(H2O)3(SCN)3], [Cr(NH3)4CO3]Cl
2.1.14 K2[Zn(CN)4], [Ni(H2O)6]SO4, [Pt(NH3)3Cl3]Cl, [Pd(NH3)2H2OCl]
2.1.15 Na3[Co(NO2)6], [Pt(NH3)2(H2O)(OH)]NO3, [Au(CN)2Br2], [Cu(NH3)4][Pd+4Br4]
2.2 Назвать следующие комплексные соединения:
2.2.1 (NH4)2[ZnCl4], [Cr(H2O)6](NO3)3, [Сu(NH3)3OH]OH, [Pt(NH3)2(SCN)2]
2.2.2 Na[Al(OH)4], Ba[Cr(NH3)2(SCN)4]2, [Co(NH3)5Cl]Cl2, [Ni+2(NH3)6]2[Fe(SCN)6]
2.2.3 [Fe(NH3)3(CN)3], K2[BeF4], [Rh(NH3)3(H2O)3]Cl2, [Co(NH3)5Br]SO4
2.2.4 [Zn(NH3)3NO2]2SO3, Li3[AlF6], [Cu(NH3)4](NO3)2, H2[SnCl6]
2.2.5 [Al(H2O)6]Cl3, (NH4)2[Pt(OH)2Cl4], [Cu(NH3)4](OH)2, [Ni+2(H2O)6][PtCl6]
134
2.2.6 [Сu(NH3)4]SO4, K[BH4], [Au(H2O)3I3], [Co(NH3)6][Au+3Cl6]
2.2.7 Na2[Be(SO3)2], [Pt(NH3)2(H2O)4]Br4, [Cr(H2O)4Cl2], H2[SiF6]
2.2.8 Na[Al(H2O)2(OH)4], [Ni(NH3)5I]CO3, [Pt(NH3)2Cl2], K2[CoCl4]
2.2.9 [Ni(NH3)6]2[Fe+2(CN)6], [Co(H2O)6]Cl2, NH4[AuCl4], Na3[Cr(OH)6]
2.2.10 [Ni(NH3)6]Cl2, K[IBr2], [Co(NH3)4SO3]NO2, [Cr(NH3)3(NCS)3]
2.2.11 K2[Be(SO4)2], [Ni+2(NH3)6]2[Fe(CN)6], [Zn(NH3)4](OH)2, [Ti(H2O)4(OH)2]Cl2
2.2.12 [Cr(NH3)4(SCN)Cl](NO3)2, [Pd(NH3)2Cl2], Na2[IrCl6], H2[CuCl4]
2.2.13 Na[Pd(NH3)Cl3], K3[Fe(CN)6], [Ir(NH3)4CO3]NO3, [Cr(H2O)3Cl3]
2.2.14 K2[Co(NO2)6], [Cu+2(NH3)4][PtCl6], [Pt(NH3)4(H2O)2]Cl4, [Co(NH3)5Br]SO4
2.2.15 [B(NH3)F3], Li[BH4], [Cr(NH3)2(H2O)4](NO3)3, [Cu+2(NH3)4][PdBr4]
2.3 По названию комплексного соединения напишите его эмпирическую
формулу:
2.3.1 нитрат дихлоротетраамминкобальта (III), гексахлородиалюминий, хлорид
нитратохлоротетраамминкобальта (III)
2.3.2 хлорид тетрааквахрома (II), гексагидроксостибат (V) водорода, гидроксотринитрокобальтат (II) диамминмеди (I)
2.3.3 гексафтороманганат (III) натрия, дибромоиодат (I) аммония, нитрат динитротетраквахрома (III)
2.3.4 бромид дихлоротетраамминплатины (IV), фосфатоакваплатинат (II) аммония, тетракарбонилникель
2.3.5 дихлородиамминплатина, тетрафтороборат водорода, хлорид дибромотетраамминплатины (IV)
2.3.6 дицианоаргентат (I) натрия, гидроксид диамминсеребра (I), перхлорат гексааквахрома (III)
2.3.7 дицианокупрат (I) меди (II), нитрит динитрохлоротриамминплатины (IV),
пентакарбонилжелезо
2.3.8 тетраиодомеркурат (II) гексааквахрома (III), сульфат гексааквамарганца (II),
дицианоаргентат (I) аммония
2.3.9 трииодомеркурат (II) натрия, трихлороамминзолото, бромид динитротетраамминникеля (III)
135
2.3.10 бромид дихлоротетраамминиридия (IV), тетрагидридоборат калия, гексанитроникколат (III) аммония
2.3.11 дицианоаргенат (I) ртути (II), гексахлороплатинат (II) гексааквакобальта
(II), иодид тетрамминмеди (II)
2.3.12 тетраиодоплатинат (II) тетраамминмеди (II), тетрагидридоборат лития, трихлороамминплатина
2.3.13 тетраиодоплатинат (II) тетрамминхрома (III), перхлорат гексаакважелеза
(III), гексароданоферрат (II) аммония
2.3.14 дибромоиодат (I) калия, нитрат фтороамминтетраквахрома (III), трихлороамминзолото
2.3.15 тетрафтороборат водорода, дитиосульфатохромат (III) тетрамминхрома
(III), гидроксид диамминсеребра (I)
2.4
Определить
тип
гибридизации
атомных
орбиталей
иона-
комплексообразователя и магнитные свойства комплексных ионов:
2.4.1 Какая гибридизация проявляется при образовании парамагнитного комплексного иона [FeF6]4? Каково пространственное строение этого комплексного
иона? Как метод валентных связей объясняет реакционную способность этого
иона?
2.4.2 Как метод валентных связей объясняет пространственное строение, магнитные свойства и реакционную способность комплексного иона [Zn(OH)4]2-?
2.4.3 Как метод валентных связей объясняет пространственное строение, магнитные свойства и реакционную способность комплексного иона [HgI4]2-?
2.4.4 Ион [Fe(CN)6]4- диамагнитен. Указать тип гибридизации атомных орбиталей
иона Fe2+. Каковы, с точки зрения МВС, пространственное строение и реакционная способность этого комплексного иона?
2.4.5 Ион [Ni(NH3)6]2+ парамагнитен. Определить тип гибридизации атомных орбиталей Ni2+. Каковы с точки зрения МВС пространственное строение и реакционная способность этого комплексного иона?
2.4.6 Какая гибридизация проявляется при образовании парамагнитного комплексного иона [SiF6]2-, обладающего диамагнитными свойствами? Каково про-
136
странственное строение этого комплексного иона и его реакционная способность?
2.4.7 Как метод валентных связей объясняет пространственное строение, магнитные свойства и реакционную способность комплексного иона [AuCl4]-, обладающего парамагнитными свойствами?
2.4.8 Ион [NiF6]4- парамагнитен. Указать тип гибридизации атомных орбиталей
иона Ni2+. Каковы пространственное строение и реакционная способность этого
комплексного иона?
2.4.9 Показать тип гибридизации, пространственное строение, магнитные свойства и реакционную способность комплексного иона [Ti(H2O)6]3+?
2.4.10 Показать тип гибридизации, пространственное строение, магнитные свойства и реакционную способность комплексного иона [Ag(CN)2]-?
2.4.11 Какая гибридизация проявляется при образовании парамагнитного комплексного иона [PtCl6]2-? Каково пространственное строение этого комплекса и
его реакционная способность?
2.4.12 Ион [V(NH3)6]3+ парамагнитен. Определить тип гибридизации атомных орбиталей иона-комплексообразователя. Каковы пространственное строение и реакционная способность этого комплексного иона?
2.4.13 Парамагнетизм комплексного иона [Cr(H2O)6]3+ отвечает трем неспаренным
электронам. Каковы тип гибридизации, пространственное строение, магнитные
свойства и реакционную способность этого иона ?
2.4.14 Каковы тип гибридизации, пространственное строение, магнитные свойства
и реакционная способность комплексного иона [Cu(NH3)4]2+?
2.4.15 Каковы тип гибридизации, пространственное строение, магнитные свойства
и реакционная способность комплексного иона [Co(CN)6]4-?
2.5 Расчет сопряженных равновесий:
2.5.1 Выпадает ли осадок бромида серебра при прибавлении к 1 л 0.1 М раствора
[Ag(NH3)2]NO3, содержащего 1 моль/л аммиака, 1·10-5 моль KBr? (ПРAgBr=6·10-13,
Кн=9.8·10-8).
2.5.2 Вычислить концентрацию ионов кадмия в 0.1 М растворе K2[Cd(CN)4], содержащем, кроме того, 6.5 г/л KCN (Кн=7.8·10-18).
137
2.5.3 Найти массу серебра, находящегося в виде ионов в 0.5 л 0.1 М раствора
Na3[Ag(S2O3)2], содержащего, кроме того, 0.1 моль/л тиосульфата натрия Na2S2O3
(Кн=1.0·10-13).
2.5.4 Вычислить концентрацию ионов Ag+ в 0.1 М растворе [Ag(NH3)2]NO3, содержащем в избытке 1 моль/л NH3 (Кн=9.8·10-8).
2.5.5 Вычислить, какова концентрация ионов алюминия в 1 л 0.05 М раствора
Na3[AlF6], в котором находится 5.8 г KF (Кн=1.45·10-20)?
2.5.6 Выпадет ли осадок галогенида серебра при прибавлении к 1 л 0.1 М раствора
[Ag(NH3)2]NO3 , содержащего 1 моль/л аммиака, 1·10-5 моль KI (ПРAgI=1.1·10-16,
Кн=9.8·10-8)?
2.5.7 Образуется ли осадок AgI при смешении 0.2 М раствора K[Ag(CN)2] с равным объемом 0.2 М раствора KI? Принять равными равновесные концентрации
[[Ag(CN)2]-] и [CN-] (ПРAgI=1.1·10-16, Кн=1.4·10-20).
2.5.8 Сколько молей аммиака должно содержаться в 1 л 0.1 М раствора
[Ag(NH3)2]NO3, чтобы прибавление 1.5 г KCl к 1 л раствора не вызвало выпадение
AgCl (ПРAgCl =1.8·10-10, Кн=9.8·10-8)?
2.5.9 Какова концентрация ионов серебра в 0.08М растворе [Ag(NH3)2]NO3, содержащем 1 моль/л аммиака? Сколько грамма NaCl можно прибавить к 1 л этого
раствора до начала выпадения осадка AgCl (ПРAgCl =1.8·10-10, Кн=9.8·10-8)?
2.5.10 Будет ли выпадать осадок AgBrO3 при действии на 0.2 М раствор
K[Ag(S2O3)] равным объемом 0.2 М раствора KBrO3? Принять равными равновесные концентрации [[Ag(S2O3)]-] и [S2O32-] (ПРAgBrO3 =5.5·10-5, Кн=1.5·10-9).
2.5.11 Вычислить концентрацию ионов кадмия в 0.1 М K2[CdI4], содержащем 0.1
моль KI в литре раствора (Кн=7.8·10-2).
2.5.12 Вычислить концентрацию комплексообразователя и лиганда в 1 М растворе
[Cu(NH3)4]2+ (Кн=9.3·10-13).
2.5.13 Сколько грамма ртути в виде ионов содержится 0.1 л 0.01 М K2[HgI4] , в котором находится 15 г NaI (Кн=1.4·10-30)?
2.5.14 Будет ли выпадать осадок Hg(OH)2 при действии на 0.01 М раствор
K2[HgI4] равным объемом 0.0001 М раствора КОН? Принять равными равновес-
138
ные концентрации [[HgI4]2-] и [I-] (ПР(Hg(OH)2) =1.0·10-26, Кн=1.4·10-30).
2.5.15 Произойдет ли образование осадка карбоната цинка, если к 0.005 М раствору [Zn(NH3)4](NO3)2, содержащему 0.05 моль NH3, прибавить равный объем 0.001
М раствора К2СО3 (ПР(ZnCO3) =1.4·10-14, Кн=3.5·10-10)?
3 ВАРИАНТЫ ЗАДАНИЙ
Вариант
Номера задач
1
2.1.1.
2.2.1.
2.3.1.
2.4.1.
2.5.1.
2
2.1.2.
2.2.2.
2.3.2.
2.4.2.
2.5.2
3
2.1.3.
2.2.3.
2.3.3.
2.4.3.
2.5.3.
4
2.1.4.
2.2.4.
2.3.4.
2.4.4.
2.5.4.
5
2.1.5.
2.2.5.
2.3.5.
2.4.5.
2.5.5.
6
2.1.6.
2.2.6.
2.3.6.
2.4.6.
2.5.6.
7
2.1.7.
2.2.7.
2.3.7.
2.4.7.
2.5.7.
8
2.1.8.
2.2.8.
2.3.8.
2.4.8.
2.5.8.
9
2.1.9.
2.2.9.
2.3.9.
2.4.9.
2.5.9.
10
2.1.10.
2.2.10
2.3.10.
2.4.10.
2.5.10.
11
2.1.11.
2.2.11.
2.3.11.
2.4.11.
2.5.11.
12
2.1.12.
2.2.12.
2.3.12.
2.4.12.
2.5.12.
13
2.1.13.
2.2.13.
2.3.13.
2.4.13.
2.5.13.
14
2.1.14.
2.2.14.
2.3.14.
2.4.14.
2.5.14.
15
2.1.15.
2.2.15.
2.3.15.
2.4.15.
2.5.15.
Список рекомендуемой литературы
1 1. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. - М.: Высшая школа,
2002.-743 с.
2 Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. М. Интеграл-Пресс,
2004.- с. 240
3 Гольбрайх З.Е. Сборник задач и упражнений по химии.- М.: Высшая школа, 2004.- 224 с.
139
ЗАДАНИЕ 10 ПО ТЕМЕ «СВОЙСТВА ЭЛЕМЕНТОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ»
1. ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
Пример 1
Вычислите общую жесткость воды , если в 2 л её находится по 800 мг ионов
2+
Mg и Ca2+.
Решение: Если известны массы ионов или соответствующих им солей, то
жесткость считается по формуле
m3
m1
m2
Ж
...,
1
1
1
M1 V
M2 V
M3 V
z1
z2
z3
где m1, m2, m3 – массы ионов металлов (или их солей) в воде, мг;
M1 M 2 M 3
– эквивалентные массы ионов металлов (или их солей), мг/экв;
,
,
z1 z 2 z 3
V – объём воды, л.
Подставим числовые значения в предлагаемую формулу
800 800
Ж
33,33 + 20 = 53,33 мэкв/л.
12 2 20 2
Ответ: общая жесткость равна 53,33 мэкв/л.
Пример 2
Чему равна жесткость воды, если на титрование 100 мл образца её израсходовано: 12 мл 0,04 н раствора HCl?
Решение: Временная жесткость воды определяется по объёму кислоты,
пошедшей на её титрование:
НСО3- + НС1 = Н2О + СО2↑ + С1-.
В соответствии с законом эквивалентов количество эквивалентов всех
участвующих в химической реакции веществ должно быть одинаково. Следовательно:
VK CнK VH 2O Жк ,
где V K – объём кислоты, пошедшей на титрование, мл;
V H 2O – объём пробы воды, взятой для титрования, мл;
СнK – нормальная концентрация кислоты, экв./л;
Отсюда:
VK Сн K 1000 12 0,04 1000
ЖК
=
= 4,8мэкв/л.
VH 2O
100
Ответ: жесткость равна 4,8мэкв/л.
Пример 3
Почему растворы щелочей надо хранить в хорошо закрытой посуде? Составьте уравнения реакций между гидоксидом калия и…
а) хлором;
б) оксидом серы (VI);
140
в) сероводородом.
Решение:
Растворы щелочей поглощают из воздуха углекислый газ, при этом образуются
карбонаты щелочных металлов.
а) реакция гидроксида калия с хлором:
1) при комнатной температуре
2KOH + Cl2 → KCl + KClO + H2O;
хлорид
калия
гипохлорит
калия
2) при нагревании
6KOH + 3Cl2 → 5KCl + KClO3 + 3H2O;
хлорид
калия
хлорат
калия
б) уравнения реакций между гидроксидом калия и оксидом серы (VI):
1) KOH + SO3 → KHSO4;
гидросульфат
калия
2) 2КОН + SO3 → K2SO4+ H2O;
в)
сульфат
калия
уравнения реакций между гидроксидом калия и сероводородом:
1) KOH + H2S → KHS+ H2O;
гидросульфид
калия
2) 2КОН + Н2S → K2S+ 2H2O.
сульфид
калия
Пример 4
Определите объем газа (л, н.у.) полученный при взаимодействии 0,2 моль
эквивалентов KMnO4 c избытком концентрированной соляной кислоты, если
практический выход составляет 80%.
Решение: Между перманганатом калия и концентрированной соляной кислотой
происходит реакция
1) 2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 2KCl + 5 Cl2↑ +8H2O;
2 MnO4- + 8H++ 5ē → Mn2+ +4H2O
5 2Cl- - 2 ē → Cl2.
При взаимодействии 0,2 моль эквивалентов KMnO4 получается также 0,2
моль эквивалентов Cl2 (по закону эквивалентов).
Объем Cl равен 0,2экв · 11,2 л/экв = 2,24 л (теоретический выход). Практический выход 2,24 л · 0,8 = 1,792 л.
Ответ: 1,792 л.
Пример 5
Составьте уравнения реакций по следующей схеме:
Cr2O3
Решение:
1
K2CrO4
2
3
K2Cr2O7
[Cr(H2O)6]3+
4
CrO42- .
141
1) Cr2O3 + 4KOH +3H2O2
1
Cr2O3 + 10OH - 6 e
3
H2O2 + 2e
t0
2K2CrO4 + 5H2O
2-
2CrO4 +5H2O
2OH- ;
K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O ;
дихромат калия
(оранжевый)
3) K2Cr2O7 + 4H2O + 3H2S + 5H2O [Cr(H2O)6]2(SO4)3 + 3S + K2SO4
2+
2[Cr(H2O)6]3+
1 5H2O + Cr2O7 + 14H + 6e
2)2K2CrO4 + H2SO4
хромат калия
(желтый)
3 H2S - 2e
S0 +2H+ ;
2K2CrO4 + 6KBr + 3K2SO4 +20H2O
4) [Cr(H2O)6]2(SO4)3 + 16KOH + 3Br2
2CrO42- + 20H2O
1 2[Cr(H2O)6]3+ +16OH--6e
2Br .
3 Br2 + 2e
2. ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
2.1 Как можно получить гидрид и нитрид кальция?
Напишите уравнения реакций этих соединений с водой. К окислительновосстановительным реакциям составьте электронные уравнения.
2.2 Напишите уравнения реакций с водой следующих соединений натрия: Na2О2,
Na2S, NaH, NaOH.
2.3 Какие соединения называют гашеной и негашеной известью? Составьте уравнения реакций их получения. Какое соединение образуется при прокаливании
негашеной извести с углем? Что является окислителем и восстановителем в последней реакции? Составьте электронные и молекулярные уравнения.
2.4 Гидроксид какого из S-элементов проявляет амфотерные свойства? Составьте
молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций этого соединения:
а)
с кислотой;
б)
со щелочью.
2.5 Составьте уравнение реакций, которые нужно провести для осуществления
следующих превращений:
Са -> СаН2 -> Са(ОН)2 -» СаС03 -> Са(НСОъ)2
2.6 Какие свойства может проявлять пероксид водорода в окислительновосстановительных реакциях? Почему? На основании электронных уравнений
напишите уравнения реакций перекиси водорода:
а)
с Ag20;
б)
с К1.
2.7 Почему пероксид водорода способен диспропорционировать (самоокислятьсясамовосстанавливаться)? Составьте электронные уравнения процесса разложения
перексида водорода.
2.8 Имеются СаСО3: и NaCl. Предложите все возможные способы получения белильной извести (выбор процессов и реактивов неограничен).
2.9 Назовите три изотопа водорода. Укажите состав их ядер. Что такое тяжелая
142
вода? Как она получается и каковы ее свойства?
2.10 При сплавлении оксид бериллия взаимодействует с диоксидом кремния и с
оксидом натрия. Напишите уравнения соответствующих реакций. О каких свойствах ВеО говорят эти реакции?
2.11 Определите молярную конц. (моль/л) и массовую долю (%) нитрита калия в
растворе (ρ= 1002 г/л), если 75 мл этого раствора израсходовано на восстановление всего дихромата калия, содержащегося в 90 мл 0,1 М раствора (реакция протекает в кислой среде). Подтвердите принципиальную возможность протекания
этой реакции в стандартных условиях при 250С.
Ответ: C(KN02) = 0,36 моль/л, ω% = 3%.
2.12 Почему пероксид водорода способен диспропорционировать (самоокисляться-самовосстанавливаться)? Составьте электронные уравнения процесса разложения перексида водорода.
2.13 При пропускании диоксида углерода через известковую воду (раствор
Са(ОН)2) образуется осадок, который при дальнейшем пропускании СО2 растворяется. Дайте объяснения этому явлению. Составьте уравнения реакций.
2.14 Чем можно объяснить большую восстановительную способность щелочных
металлов? При сплавлении гидроксида натрия с металлическим натрием последний восстанавливает водород щелочи в гидрид-ион. Составьте электронное и молекулярные уравнения этой реакции.
2.15 Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций:
а)
бериллия с раствором щелочи;
б)
магния с конц. серной кислотой, учитывая, что окислитель приобретает
низшую степень окисления.
2.16 Рассчитайте массовую долю пероксида водорода, если 25,12 мл его раствора
(ρ = 1015 г/л) израсходовано на реакцию в нейтральной среде с перманганатионами, содержащимися в 100 мл 0,675 н. раствора.
Ответ: 4,5%.
2.17 Как можно получить гидроксиды щелочных металлов? Почему жидкие щелочи необходимо хранить в хорошо закрытой посуде? Составьте уравнения реакций, происходящих при насыщении гидроксида натрия:
а)хлором;
б) оксидом серы SO3;
в)сероводородом.
2.18 Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций:
а)
кальция с водой;
б)
магния с азотной кислотой, учитывая что окислитель приобретает низшую
степень окисления.
2.19 Как получают металлический натрий? Составьте электронные уравнения
процессов, проходящих на электродах при электролизе расплава NaOH.
2.20 Какую степень окисления может проявлять водород в своих соединениях?
Приведите примеры реакций, в которых газообразный водород играет роль окислителя и в которых -восстановителя.
2.21 При пропускании диоксида углерода через известковую воду (раствор
Са(ОН)2) образуется осадок, который при дальнейшем пропускании СО2 раство-
143
ряется. Дайте объяснение этому явлению. Составьте уравнение реакций.
2.22 Какие соединения магния и кальция применяются в качестве вяжущих строительных материалов? Чем обусловлены их вяжущие свойства?
2.23 Напишите уравнения реакций натрия с водородом, кислородом, азотом и серой. Какую степень окисления приобретают атомы окислителя в каждом из этих
реакций?
2.24. Подтвердите расчетом, что образование пероксида натрия из простых веществ при 298 К в закрытой системе более вероятно, чем образование оксида и
надпероксида натрия.
2.25. Какое свойство кальция позволяет применить его в металлотермии для получения некоторых металлов из них соединений. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций кальция:
а)
с V2О5;
б)
с CaSО4.
В каждом из этих реакций окислитель восстанавливается максимально, приобретая низшую степень окисления.
2.26. Предложите все возможные способы переходов по следующей схеме:
Na → NaО2 → Na2О → NaOH → NaHSOA → Na2SО4 → Na.
2.27. Как можно получить карбид кальция? Что образуется при взаимодействии
его с водой? Напишите уравнения соответствующих реакций.
2.28. Предложите все возможные способы переходов по следующей схеме:
NaCl → Na → NaOH → Na2CО3 → NaHCО3 → NaCl
2.29. Напишите уравнения реакций калия с водородом, кислородом, азотом и серой. Какую степень окисления приобретают атомы окислителей в каждой из этих
реакций?
2.30 Какое свойство стронция позволяет применить его в металлотермии для получения некоторых металлов из их соединений? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций кальция:
а)
с V2О5;
б)
с CaSO4
В каждой из этих реакций окислитель восстанавливается максимально, приобретая низшую степень окисления.
2.31 Определите массовую долю иода, если для перевода этого вещества, содержащегося в 15,43 мл раствора с плотностью 1076 г/л в йодноватую кислоту потребовалось 0,672 л (н. у.) хлора.
Ответ: 9,2%.
2.32 Какую массу гидроксида кальция надо прибавить к 275 л воды, чтобы
устранить ее карбонатную жесткость, равную 5,5 мэкв/л?
Ответ: 56,06 г.
2.33 Какие оксиды и гидроксиды образуют олово и свинец? Как изменяются их
кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства в зависимости от
степени окисления элементов? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные
уравнения реакций взаимодействия раствора гидроксида натрия:
а)
с оловом;
б)
гидроксидом свинца (II).
144
2.34 При взаимодействии концентрированной азотной кислоты с медью выделяется газ. Определите, какой выделяется газ и в каком объеме, если израсходовано 6,4 г меди.
Ответ: 4,48 л.
2.35 Молекула фтора при взаимодействии с водой образует фтороводород и атомарный кислород, последний реагирует с фтором (продукт - фторид кислорода
(II)) и с водой (продукт -пероксид водорода). Кроме того, в продуктах обнаружены озон и молекула кислорода. Составьте уравнения всех стадий процесса и его
общее уравнение.
2.36 Чем существенно отличается действие разбавленной азотной кислоты на
металлы от действия хлороводородной (соляной) и разбавленной серной кислот?
Что является окислителем в первом случае, что в двух других? Приведите примеры.
2.37 Определите, какой объем (л, н. у.) газа выделится при взаимодействии 0,18
моль эквивалентов КМnО4 с избытком концентрированной соляной кислоты, если
практический выход составляет 78%.
Ответ: 1,56 л.
2.38 Почему азотистая кислота может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? На основании электронных уравнений составьте уравнения реакций HNO2:
а)
с бромной водой;
б)
с HJ.
2.39 Возможно ли в закрытой системе при 298К получение газообразных Cl2O,
ClO и Сl2О7 из простых веществ?
Ответ подтвердите расчетами ∆G0298.
2.40 В каком газообразном соединении азот проявляет свою низшую степень
окисления? Напишите уравнения реакций получения этого соединения:
а)
при взаимодействии хлорида с гидроксидом кальция;
б) разложением нитрида магния водой.
2.41 Жидкий трибромид фосфора объемом 9,475 мл обработали водой и добавили объем раствора «А» до 500 мл. К нему добавили 50 мл 0,1 М раствора нитрата серебра (I). Осадок отфильтровали и высушили.
Определите массу (г) осадка и молярные концентрации (моль/л) веществ в растворе «А».
Ответы: m(AgBr) = 0,0939 г; С(Н3РО3) = 0,0091, C(HNО3) = 0,0091; С(НВг) =
0,0182 моль/л.
2.42 Как проявляет себя сероводород в окислительно-восстановительных реакциях? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций взаимодействия раствора сероводорода:
а)
с хлором;
б)
кислородом.
2.43 Проводят термическое разложение 0,46 моль нитрата калия. После охлаждения сосуда получают твердое вещество «А». Его растворяют в воде, добавляют избыток хлорида аммония и смесь нагревают. Определите объем (л, н. у.) образующегося при этом газа. Предложите также способ получения вещества «А» из
145
подкисленного серной кислотой раствора нитрата калия. Составьте уравнения
всех реакций.
Ответ: 10,3 л.
2.44 Какую массу бесцветного кристаллического SeО2 можно получить при взаимодействии 1 г золота с безводной селеновой кислотой H2SeO4? Каким окислительно-восстановительным свойством обладает золото?
Ответ: 0,845 г.
2.45 Почему диоксид азота способен к реакциям самоокислениясамовосстановления (диспропорционирования)? На основании электронных уравнений напишите уравнение реакции растворения NO2 в гидроксиде натрия.
2.46 Смешано 61,25 г хлората калия с избытком канц. НС1. Определите объем
(л, н. у.) выделившегося газа, если практический выход равен 65%.
Ответ: 21,84 л.
2.47 Почему сернистая кислота может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? На основании электронных уравнений составьте уравнения реакций H2SO3:
а)
с сероводородом;
б)
хлором.
2.48 Какие из солей угольной кислоты имеют наибольшее промышленное применение? Как получить соду, исходя из металлического натрия, хлороводородной
(соляной) кислоты, мрамора и воды? Почему в растворе соды лакмус приобретает
синий цвет?
Ответ подтвердите составлением уравнений соответствующих реакций.
2.49 Определите массовую долю йодида калия, если для перевода этого вещества, содержащегося в 15,43 мл раствора с плотностью 1076 г/л, в йодноватую
кислоту потребовалось 0,672 л (н. у.) хлора.
Ответ: 10%.
2.50 Как получают диоксид углерода в промышленности и в лаборатории?
Напишите уравнения соответствующих реакций и реакций, с помощью которых
можно осуществить следующие превращения:
NaHCО3 → СО2 → СаСО3 → Са(НСО3)2.
2.51 К 0,21 л 0,475 моль/л раствора бромида натрия, подкисленного серной кислотой, добавлен избыток бромата натрия. Определите количество образовавшегося простого вещества.
Ответ: 0,06 моль.
2.52 Какие реакции нужно провести, имея азот и воду, чтобы получить нитрат
аммония? Составьте уравнения соответствующих реакций.
2.53 Смешивают 750 мл 0,1 моль/л йодноводородной кислоты и 750 мл
0,1 моль/л раствора йодноватой кислоты. Определите массу (г) осадка.
Ответ: 11,43 г, J2.
2.54 Какое применение находит кремний? Составьте уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:
Si02 → Si -→ K2SiО3 → H2SiО3.
Окислительно-восстановительные реакции напишите на основании электронных
уравнений.
146
2.55 Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций:
а)
бериллия с раствором щелочи;
б)
магния с конц. серной кислотой, учитывая, что окислитель восстанавливается до SO2.
2.56 Для получения бертолетовой соли пропускают хлор в горячий (800С) насыщенный раствор гидроксида кальция, а затем добавляют хлорид калия. При охлаждении до 200С образуется осадок продукта. Определите объем (л, н. у.) хлора,
который истрачен для получения 100 г осадка.
Ответ: 54,85 л.
2.57 Напишите формулы и назовите кислородные кислоты хлора, укажите степень окисления хлора в каждом из них. Какая из кислот более сильный окислитель? На основании электронных уравнений закончите уравнение реакции:
Kl + NaOCl + H2SО4 →J2 +
Хлор приобретает низшую степень окисления.
2.58 Какие соединения называются гашеной и негашеной известью? Составьте
уравнения реакций их получения. Какое соединение образуется при прокаливании
негашеной извести с углем? Что является окислителем и восстановителем?
2.59 Какие степени окисления проявляют мышьяк, сурьма и висмут? Какая степень окисления является более характерной для каждого из них? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций:
а)
мышьяка с концентрированной серной кислотой;
б)
висмута с концентрированной серной кислотой.
2.60 При получении перхлората калия используют следующую схему:
КСl→ Сl2 →КСlO → КСlO3 → КСlO4.
Приведите возможные уравнения реакций.
2.61 В каком газообразном соединении азот проявляет свою низшую степень
окисления? Напишите уравнения реакций получения этого соединения:
а)
при взаимодействии хлорида аммония с гидроксидом кальция;
б)
разложением нитрида магния с водой.
2.62 Составьте уравнения реакций, протекающих при нагревании твердых реагентов:
a)KClO3+S8→
б)КСlO3+ Р4→
в) КСlO3+ КОН + МnO2→
г)KClO3+ K2S208→
2.63 В каком газообразном соединении фосфор проявляет свою низшую степень
окисления? Напишите уравнения реакций:
а)
получения этого соединения при взаимодействии фосфида кальция с хлороводородной (соляной) кислотой;
б)
горения его в кислороде.
2.64 Составьте уравнения возможных реакций в соответствии со схемой:
Sn →Sn(NО3)2 → SnS → [SnCl3]- → [Sn(OH)3] - → Sn(OH)2.
2.65 Почему фосфористая кислота способна к реакциям самоокислениясамовосстановления (диспропорционирования)? На основании электронных уравнений составьте уравнения процесса разложения Н3РО3, учитывая, что при этом
147
фосфор приобретает низшую и высшую степень окисления.
2.66 Оптимальная для здоровья человека массовая концентрация ионов F- в питьевой воде составляет 1,25 мг/л. Установите, будет ли при 250С годной для питья
вода, прошедшая очистку от фторид-ионов осаждением фторида кальция (без
применения избытка катионов кальция) (ПРCaF2=4·10-11).
Ответ: m(F) = 8,2 мг/л.
2.67 Сопоставьте окислительные свойства О 2, О3 и Н2О2 в щелочной среде. Докажите, что йодид калия в щелочном растворе реагирует с О3 и Н2О2, но не взаимодействует с О2.
2.68 Чем можно объяснить восстановительные свойства соединений олова (II) и
окислительные свинца (IV)? На основании электронных уравнений составьте
уравнения реакций:
а)
SnCl2 с HgCl2;
б)
РbO2 с HC1 конц.
2.69 Какая степень окисления наиболее характерна для олова и какая для свинца? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций олова и свинца с
конц. азотной кислотой.
2.70 На образец стали массой 4,00 г, содержащий сульфидную серу, действуют
избытком разбавленной серной кислоты. Образующийся сероводород полностью
реагирует с 1,6 мл 0,05 н. раствор К[J3]. Определите массовую долю (%) серы в
стали.
Ответ: 0,032%.
2.71 Почему азотистая кислота может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? На основании электронных уравнений составьте уравнения реакций HN02:
а)
с бромной водой;
б)
с HJ.
2.72 Образец пиролюзита массой 1,00 г, состоящий из МпO2 и инертных примесей, вносят в конц. НС1. Выделяющийся газ полностью поглощается раствором
избытка йодида калия, который окрашивается в коричневый цвет. Для полного
обесцвечивания раствора расходуют 200 мл 0,1 н. раствора тиосульфата натрия.
По этим данным рассчитайте массовую долю (%) Мп0 2 в исходном минерале.
Ответ: 86,94%.
2.73 Определите значение объемной доли (%) сероводорода в техническом газе,
если 5 л (н. у.) этого газа затрачено на реакцию с 0,048 моль дихромата калия в
кислой среде (остальные компоненты газа в реакцию не вступают).
Ответ: 64,5%.
2.74 Гидроксиламин в конц. щелочном растворе под действием катализатора
(Pt) разлагается на три газа. Один из них химики-практики называют инертным,
другой содержит азот в низшей степени окисления, а третий - азот с условной
степенью окисления (+1). Составьте уравнения реакций, укажите их тип, определите общий объем (л, н. у.) образующихся газов при разложении 8,26 г исходного
вещества. Ответ: 4л.
2.75 На основании электронных уравнений составьте уравнение реакции фосфора с азотной кислотой, учитывая, что фосфор приобретает высшую, а азот сте-
148
пень окисления +4.
2.76 Определите массу (г) твердого продукта реакции между 9,8 л сероводорода
и 17,5 л диоксида серы (н. у.). Ответ: 21 г.
2.77 Составьте уравнения реакций, которые нужно провести для осуществления
следующих превращений:
Al → Al2(SO4)3→ Na[Al(OH)4] → А1(NО3)3.
2.78 Составьте уравнения термического разложения следующих солей аммония:
карбоната, хлорида, сульфата, дихромата.
2.79 Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций:
а)
алюминия с раствором щелочи;
б)
бора с конц. азотной кислотой.
2.80 Для получения белого фосфора прокаливают в электропечи 1т фосфоритной
руды, содержащей 64,5% (по массе) ортофосфата кальция, в смеси с избытком
кварцевого песка и угля. Рассчитайте массу (кг) продукта, если практический выход равен 85%.
Ответ 109,65 кг.
2.81 Как можно получить карбид кальция? Что образуется при его взаимодействии с водой? Напишите уравнения соответствующих реакций.
2.82 Жидкий трихлорид фосфора объемом 2 мл смешивают с избытком воды и
добавляют избыток гидроксида бария. Выпадает осадок средней соли, его отделяют и обезвоживают в сушильном шкафу. Определите массу (г) полученной соли. При прокаливании соли получаются фосфин, водяной пар, а также дифосфат и
ортафосфат бария. Составьте уравнения реакций.
2.83 Составьте уравнения реакций, которые нужно провести для осуществления
следующих реакций:
В → H3BO3 →Na2B4O7→ Н3ВO3
Уравнение окислительно-восстановительной реакции составьте на основании
электронных уравнений.
2.84 :К 250 мл 0,012 н раствора сульфата меди (II) добавляют раствор йодида калия до прекращения образования осадка, состоящего из двух веществ - «А» и «В»,
а затем раствор тиосульфата натрия до полного перехода осадка в раствор. При
этом первым химически растворяется вещество «В» (его можно было бы также
растворить в избытке раствора KJ), а затем вещество «А». Рассчитайте массу (г)
вещества «А» и «В» в осадке.
Ответ: m(I2) = 0,381 г; m(CuI) = 0,571 г.
2.85 Обработка AS2О3 цинком в кислой среде приводит к образованию арсина.
Этот газ можно поджечь в воздухе, но можно пропустить через раскаленную
кварцевую трубку, где в холодной зоне образуется «черное зеркало» (что это такое?), которое исчезает при смачивании его раствором NaClO. Если же арсин
пропустить через раствор нитрата серебра (I), то осаждается благородный металл.
Составьте уравнения всех реакций.
2.86 Для получения хлора в лаборатории смешивают оксид марганца (IV) с хлоридом натрия в присутствии конц. серной кислоты. Составьте электронные полууравнения и молекулярное уравнения этой реакции.
2.87 Какой процесс называют алюминотермией? Составьте электронные полуу-
149
ранения и молекулярные уравнения реакции, на которых основано применение
термита (смесь А1 и Fe3O4).
2.88 Составьте уравнения следующих реакций:
a) NaBiO3(т) + HNO3 + Mn(NO3)2 →
б) NaBiO3(т) + HNO3 +Cr2(SO4)3→
в) Bi(OH)3 + OH-+ [Sn(OH)3] - →
2.89 Какие соединения называют карбидами и силицидами? Напишите уравнения реакций:
а)
карбида алюминия с водой;
б)
силицида магния с хлороводородной (соляной) кислотой.Являются ли эти
реакции окислительно-восстановительными? Почему?
2.90 Химически растворяют 2,84 г Р4О10 в воде и добавляют 25,24 г Ba(OH)2·8H2O.
Выпадает осадок - рассчитать его массу (г).
Ответ: 12 г.
2.91 На примере соединений PCl3 и BiCl3 сравните следующие свойства Э (Ш):
а) взаимодействие с водой (назовите продукты, укажите среду конечного раствора); б) переход Э (III) → Э (V) (укажите условия проведения реакций и их уравнения, назовите продукты. охарактеризуйте окислительно-восстановительную
устойчивость.
2.92 Почему атомы большинства р-элементов способны к реакциям диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления)? На основании электронных
уравнений напишите уравнение реакции растворения серы в концентрир. растворе
щелочи. Один из продуктов содержит серу в степени окисления +4.
2.93 При растворении нитрата висмута (III) в воде раствор становится мутным.
Почему? Приведите уравнение реакции, назовите твердый продукт и укажите
условия приготовления прозрачного раствора, содержащего Bi (III), Bi (V).
2.94 Какие реакции нужно провести для осуществления следующих превращений:
NaCl → НCl → С12→ КСlO3?
Уравнения окислительно-восстановительных реакций составьте на основании
электронных уравнений.
2.95 Определите, какой объем (л, н. у.) диоксида углерода собран после окончания реакции между 2,14 моль перманганата калия в сернокислой среде и избытком щавелевой кислоты, если практический выход составляет 88%. Ответы: 9,42
моль; 210,9 л.
2.96 Составьте электронные и молекулярные уравнения реакции, происходящей
при пропускании хлора через горячий раствор гидроксида калия. К какому типу
окислительно-восстановительных процессов относится данная реакция?
2.97 Через насыщенный раствор хлорида натрия пропускают газообразный аммиак, а затем - углекислый газ. Выпавший осадок гидрокарбоната натрия отфильтровывают и прокаливают при 5000С. Получают твердое вещество «А». Перешел
ли гидрокарбонат натрия полностью в вещество «А», если масса осадка до прокаливания была 43,69 г, а после прокаливания 27,97 г? Как практически наиболее
просто убедиться, что последняя реакция закончилась?
2.98 Какую степень окисления может проявить кремний в своих соединениях?
150
Составьте уравнения, которые надо провести для осуществления следующих превращений:
Mg2Si → SiH4→ SiO2 → K2SiO3 → H2SiO3.
При каком превращении происходит окислительно-восстановительная реакция?
2.99 Взаимодействие 24,74 г алюминия с избытком графита при 1500 °С приводит к образованию трикарбида тетраалюминия. Покажите расчетом, что эта реакция термодинамически выгодна в закрытой системе. Определите объем газа, выделяющегося при гидролизе указанного продукта, если практический выход газа
составляет 80%. Ответ: 12,3 л;
2.100 При сжигании 8,71 г некоторого газообразного вещества SixНy на воздухе
образовалось 16,82 г SiO2. Найдите химическую формулу этого вещества, если
плотность его по аргону равна 1,558.
2.101 К раствору, содержащему SbCl3 и BiCl3, добавили избыток раствора гидроксида калия. Напишите молекулярные и ионнo-молекулярные уравнения происходящих реакций. Какое вещество находится в осадке?
2.102 Для получения аморфного кремния нагревают смесь диоксида кремния и
магния. После окончания реакции и охлаждения стекла к нему добавляют соляную кислоту. Наблюдают самовоспламенение выделяющейся газовой смеси. Составьте уравнение реакции. Аморфный кремний, полученный в этом опыте, химически растворяют в конц. растворе NaOH и собирают 8,20 л (н. у.) газа. Какова
была масса (г) кремния? Ответ: 5,18 г.
2.103 Необходимо сравнить чувствительность следующих реактивов на катион
свинца (II):
а)
хромат калия;
б)
сульфид натрия;
в)
сульфат натрия.
Предложите схему перевода катионов свинца (II) из раствора нитрата свинца (II)
последовательно в указанные соли, используя Пр продуктов реакций.
2.104 Кусок латуни обработали азотной кислотой. Раствор разделили на две части. К одной из них прибавили избыток раствора аммиака, к другой - избыток
раствора щелочи. Какие соединения цинка и меди образуется при этом? Составьте
уравнения соответствующих реакций.
2.105 Составьте уравнения следующих реакций:
a)Sn + О2→
б)
Sn + ОН- + Н2О→
в)
Sn + HNО3 (конц.) →
г)
Sn + HNO3 (разб.) →
2.106
Составьте уравнения следующих реакций:
а)
РЬ + О2 →
б)
РЬ + ОН + Н2О →
в)
Pb + HNOa (конц.) →
г)
Pb + НNО3 (разб.) →
2.107 Составьте уравнения возможных реакций в соответствии со следующей
схемой:
Рb→ [Pb(H2O)4]2→ Pb(OH)2→ [Pb(OH)4]+2→ Pb(NO3)2 → Pb.
151
2.108 Как изменяются окислительные свойства галогенов при переходе от фтора к йоду и восстановительные свойства их отрицательно заряженных ионов? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций:
a)Cl2 + J2+H2O;
б)KJ + Вг2.
Укажите окислитель и восстановитель.
2.109 Рассчитайте энергию Гиббса реакций (кДж) в водном растворе:
а)
2KNO2 + 2Н2O + 2KJ ->2NO (г) + J2 (г) + 4КОН;
б)
2HNO2 + H2SO4 + 2KJ→2NO (г) +J2 + K2SO4 + 2H2O.
2.110 Предельно допустимая концентрация ионов свинца (II) в промышленных
сточных водах равна 0,1 мг/л. Установите, обеспечивается ли очистка сточных
вод от свинца осаждением при 250С в виде:
а)
хлорида свинца (II);
б)
сульфата свинца (II);
в)
ортофосфата свинца (II).
2.111 Составьте уравнение реакций между Pb2PbO4 в азотнокислой среде и:
а)
нитритом калия;
б)
конц. НС1;
в)
йодидом калия;
г)
нитратом марганца (II);
д)
перхлоратом железа (II).
2.112 К раствору, содержащему SbCl3 и BiCl3, добавили избыток раствора гидроксида калия. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения происходящих реакций. Какое вещество находится в осадке?
2.113 Какие свойства в окислительно-восстановительных реакциях проявляет
серная кислота? Напишите уравнения реакций взаимодействия разбавленной серной кислоты с магнием и концентрированной с медью. Укажите окислитель и
восстановитель.
2.114 Определите объем (л, н. у.) газа, который образуется при взаимодействии
избытка пероксида водорода в кислой среде с пермангана-ионами, содержащимися в 100 мл 0,45 моль/л раствора?
Ответ: 2,52 л.
2.115 Какие свойства в окислительно-восстановительных реакциях проявляет
серная кислота? Напишите уравнения реакций взаимодействия разбавленной серной кислоты с магнием и концентрированной - с медью. Укажите окислитель и
восстановитель.
2.116 Определите, какой объем (л, н. у.) молекулярного хлора вступает в реакцию
с гидроксидом калия в горячем водном растворе, если среди продуктов обнаружено 0,46 моль КС1.
Ответ: 6,18 л.
2.117 Составьте молекулярные и ионно-молскулярные уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:
Fe → FeCl2 → Fe(CN)2 → K4[Fe(CN)6] → K3[Fe(CN)6]
К окислительно-восстановительным реакциям составьте электронные уравнения.
2.118 Составьте уравнения реакций, которые надо провести для осуществления
152
следующих превращений:
Fe → FeSO4 →Fe(OH)2 → Fe(OH)3→ FeCl3.
2.119 Цинковая руда содержит 20% сульфида цинка. Какой газ и в каком объеме
можно получить из 1,5 т такой руды при ее обжиге?
2.120 Составьте уравнения реакций, которые надо провести для осуществления
следующих превращений:
Ag → AgNO3 → AgCl → [Ag(NH3)2]Cl→ AgCl.
2.121 Рассчитайте, сколько золота можно получить цианидным способом, если
израсходовано 20 г цинка? Ответ: 121 г.
2.122 При постепенном прибавлении раствора KI к раствору Hg(NO 3 ) 2 образующийся вначале осадок растворяется. Какое комплексное соединение при этом
получается? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций.
2.123 Какой объем кислорода можно получить при взаимодействии 20 г хлорида
Аu (III) с перекисью водорода в щелочной среде? Каким окислительновосстановительным свойством обладает Au(III), переходящий в свободный атом
золота?
Ответ: 2,2 л.
2.124 Феррат калия K2FeO4 образуется при сплавлении Fe2O3 с калийной селитрой KNO-5 в присутствии КОН. Составьте электронное и молекулярное уравнения
реакций.
2.125 Соединения Ir(VI) неустойчивы. IrF6 энергично разлагается водой с образованием гидроксида Iг (IV) и свободного кислорода. Определите объём в (мл) н.у.
выделившегося кислорода, если гидролизуется 0,612 г IrF6?
Ответ: 22,4 мл.
2.126 При сплавлении хромита железа Fe(CrО2)2 с карбонатом натрия в присутствии кислорода хром (III) и железо (II) окисляются и приобретают соответственно степени окисления +6 и +3. Составьте электронные и молекулярные
уравнения реакции.
2.127 Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций:
а)
растворения молибдена в азотной кислоте;
б)
растворения вольфрама в щелочи в присутствии кислорода.
Учтите, что молибден и вольфрам приобретают высшую степень окисления.
2.128
Иодид меди (II) при высокой восстановительной активности иона I- разлагается при обычной температуре с образованием йодида меди (I) и свободного
йода. Определите, какое количество (г) йода и йодида Сu (I) можно получить при
действии избытка KI на 5 г CuSO4. Каким окислительно-восстановительным свойством обладает Cu(II)?
Ответы: m(CuI) = 6 г; m(I2) ~ 4 г.
2.129 Составьте уравнения реакций, которые надо провести для осуществления
превращений:
Ni → Ni(NО3)2 → Ni(ОН)2 → Ni(ОН)3 → NiС12.
Уравнения окислительно-восстановительных реакций напишите на основании
электронных уравнений.
2.130 Составьте уравнения реакций в водном растворе:
153
1) KMnO4 + K2SO3 + Н2O→
2) КМпO4 + H2C2O4 + Н2O→
Используя табличные значения φ0(250С), докажите, что данные реакции самопроизвольно протекают в стандартных условиях. Для реакции 2) рассчитайте объем
(л, н. у.) выделившегося газа, если прореагировало 0,036 моль окислителя.
Ответ: 2,42 л.
2.131 Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций: а) растворения
платины в царской водке; б) взаимодействия осмия со фтором. Платина окисляется до степени окисления +4, а осмий - до +8.
2.132 При сплавлении М2О5, где М-Nb или Та, с K2CO3 образуется K2MO4 (приведите их названия). После растворения сплава в воде и подкисления раствора выпадает осадок полигидрата соответствующего М 2О5. Составьте уравнения реакций.
2.133 Ванадий в свободном виде может быть получен термическим разложением
хлорида или йодида ванадия (II) на соответствующие простые вещества. На основе термодинамического расчета для закрытой системы при стандартных условиях
(Т = 298К) определите, какой из указанных галогенидов выгоднее использовать
для получения ванадия.
2.134 Растворяют дихромат калия в воде, добавляют серную кислоту, смесь
охлаждают и насыщают диоксидом серы. При комнатной температуре кристаллизуется продукт. Составьте уравнения реакций. Определите массу (г) продукта, если в реакцию вступило 108,85 г дихромата калия (образуются хромокалиевые
квасцы).
Ответ: 371,3 г.
2.135 Могут ли в растворе существовать совместно следующие вещества:
а)
FeCl3 и SnCl2;
б)
FeSO4 и NaOН;
в)
FeCl3 и K3[Fe(CN)6].
Для взаимодействующих веществ составьте уравнение реакций.
2.136 В фиолетовый раствор, содержащий катионы гексаакватитана (III), вносят
хлорид меди (II). Образуется бесцветный раствор и выпадает белый осадок, который можно перевести в раствор с добавлением НС1 (конц.). Составьте уравнения
реакций.
2.137 На гидроксиды цинка и кадмия подействовали избытком растворов серной
кислоты, гидроксида натрия и аммиака. Какие соединения цинка и кадмия образуются в каждой из этих реакций? Составьте молекулярные и ионномолекулярные уравнения реакций.
2.138 При кипячении лантана в воде собрано 14,83 л (н. у.) газа. Определить массу (г) лантана, вступившего в реакцию.
Ответ: 61,26 г.
2.139 Диоксиды титана и циркония при сплавлении взаимодействуют со щелочами. О каких свойствах оксидов говорят эти реакции? Напишите уравнения реакций между:
а)ТiO2 и ВаO;
б)ZrO2 и NaOH.
154
В первой реакции образуется метатитанат, а во второй –ортоцирконат.
2.140 Какой объем газа (л. н. у.) можно собрать при обработке 44,58 г гидрида
лантана (III) избытком воды? Ответ: 21,1 л.
2.141 При растворении титана в конц. серной кислоте последняя восстанавливается минимально, а титан переходит в катион с высшей степенью окисления. Составьте электронные молекулярные уравнения реакций.
2.142 К 5,88 г дихромата калия добавляют избыток конц. HCI. Рассчитайте, какой
объем (л, н. у.) газа при этом выделится.
Ответ: 1,35 л.
2.143 К какому классу соединений относятся вещества, полученные при действии
избытка гидроксида натрия на растворы ZnCl2, CdCl2, HgCl2? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций.
2.144 Составьте уравнения реакций по следующей схеме.
Сr2O3 → К2СrОА →К2Сr2O7 → [Cr(H2O)6]3+ → [Cr(OH) 6]3-→CrO422.145 Какую степень окисления проявляет железо в соединениях? Как можно обнаружить ионы Fe2+ и Fe3+ в растворе? Составьте молекулярные и ионномолекулярные уравнения реакций.
2.146 Проведено термическое разложение 54,29 г дихромата аммония, содержащего инертные примеси. После окончания реакции собрано 4,45 л газа при н. у.
Определите массовую долю (%) дихромата аммония в техническом продукте.
Ответ: 92,3%.
2.147 Какую степень окисления проявляют медь, серебро и золото в соединениях? Какая степень окисления наиболее характерна для каждого из них? Йодид калия восстанавливает ионы меди (II) в соединениях меди со степенью окисления
+1. Составьте электронные и молекулярные уравнения взаимодействия KJ с сульфатом меди.
2.148 При восстановлении 1 г минерала хромата (CrFe+2)O4 коксом образуется
сплав железа с хромом (феррохром) и СО. Составьте уравнения реакции и рассчитайте массовый состав (%) и массу (кг) полученного феррохрома, если практический выход его составляет 55%.
Ответ: 392,7 кг феррохрома.
2.149 Составьте уравнения реакций по следующей схеме:
+
Ag
-2
S2O3
?
J
-
?
HS-
?
HNO3 конц.
Ag+
.
2.150 Составьте уравнения реакций, которые надо провести для осуществления
следующих превращений:
Cd → Cd(NO3)2 → Cd(OH)2 → [Cd(NH3)6](OH)2 → CdSO4
2.151 Получение марганца из Мп02 восстановлением графитом возможно только
при прокаливании указанной смеси (образуется также СО). Подтвердите это термодинамическими расчетами для закрытой системы при стандартных условиях и
при Т = 1200К.
2.152 Почему оксид марганца (IV) может проявлять и окислительные и восстановительные свойства? Исходя из электронных уравнений, составьте уравнения реакции:
a)MnO2+ KJ + H2SO4 =
155
б)MnO2+ KN()3+ KOH=
2.153 Составьте уравнения реакций по следующей схеме:
.)
Ag+ NH4OH(недост ? NH4(OH)(изб.)
?
HBr
?
HNO3(конц.)
+
Ag
.
2.154 Нa основании электронных уравнений составьте уравнение реакции получения манганата калия К2МnO4 сплавлением оксида марганца (IV) с хлоратом калия КСlO3 в присутствии гидроксида калия. Окислитель восстанавливается максимально, приобретая низшую степень окисления.
2.155 Пропускание газообразного хлора через 125 мл 0,2 н раствора гексацианоферрата (II) калия приводит к окислению комплекса. Определите объем (л, н. у.)
исходного газа, необходимого для полного реакции.
Ответ: 0,28 л.
2.156 Составьте уравнение реакций, которые надо провести для осуществления
превращений:
Na2Cr2O7 → Na2CrOA→ Na2Cr2O7 → СrС13 → Cr(OH)3.
Уравнение окислительно-восстановительной реакции напишите на основании
электронных уравнений.
2.157 Образец серебряного сплава (серебро + медь) массой 0,5081 г обработали
избытком азотной кислоты (конц.) до его полного перехода в раствор, а затем избытком хлорида калия. Выпавший осадок промыли, высушили, взвесили. Его
масса равна 0,5907 г. Определите массовую долю (%) меди в сплаве.
Ответ: 12,5%.
2.158 Марганец азотной кислотой окисляется до степени окисления (II), а рений
приобретают высшую степень окисления. Какие соединения при этом получаются? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.
2.159 Составьте уравнения реакций по следующей схеме:
Ag+
OH-
-
?
Cl
?
NH4OH(изб.)
?
HClO4
Ag+
.
2.160 Хром получают методом алюминотермии из его оксида (III), а вольфрам восстановлением оксида вольфрама (IV) водородом. Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.
2.161 Смешивают 800 мл 0,1 моль/л раствора гидроксида калия и 200 мл 0,1
моль/л раствора сульфата меди (II). Осадок отфильтровали и нагрели. Получили
твердый продукт «А». Составьте уравнения реакций. Определите массу продукта
«А».
Ответ: 1,6 г.
2.162 Хлор окисляет манганат калия К2Мп04. Какое соединение при этом получается? Как меняется окраска раствора в результате этой реакции? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакции.
2.163 Предложите способы переводы в раствор образцов сплавов - латуни (массовая доля меди 69,5%, остальное - цинк) и бронзы (меди 89,5%, остальное - олово), а также способы разделения элементов.
2.164 Как меняется степень окисления марганца при восстановлении в кислой,
нейтральной и щелочной средах? Составьте электронные и молекулярные урав-
156
нения реакции между K2MnO4 и KNО2 в нейтральной среде.
2.165 Медная пластинка массой 101,87 г опущена в раствор нитрата серебра (I).
Через некоторое время масса пластинки стала равной 118,61 г. Определите массу
меди в г., а также количество меди (моль), перешедший в раствор. Ответы: 6,98 г.;
0,11 моль.
2.166 Чем отличается взаимодействие гидроксидов кобальта (III) и никеля (III) с
кислотами от взаимодействия гидроксида железа (III) с кислотами? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.
2.167 Железная пластинка опущена в раствор сульфата меди (II). Через некоторое
время масса пластинки изменилась на 2,14 г. Рассчитайте массу (г), а также эквивалентное количество вещества (моль), выделившегося на пластинке.
Ответы: 17,65 г; 0,556 моль экв-ов.
2.168 Образец ртути массой 24,08 г реагирует с азотной кислотой (разб.), в растворе образуется соединения ртути (I). Этот раствор делят пополам. К первой половине добавляют избыток соляной кислоты - выпадает осадок «А». Ко второй
части вначале приливают избыток азотной кислоты (конц.), а затем избыток соляной кислоты - образуется ртуть содержащее вещество «В». Определите массу (г)
осадка «A» и вещества «В», считая протекания всех реакций полными.
Ответы: m(А) = 14,17 г; m(В) = 16,30 г.
2.169 Смешивают 100 мл 0,1 моль/л раствора гидроксида нтрия и:
а)
100 мл 0,1 моль/л раствора нитрата ртути (I);
б)
100
мл
0,02
моль/л
раствора
нитрата
ртути
(II).
Составьте уравнения реакций. Определите, в каком случае масса (г) осадка будет
больше?
Ответ: m(Hg2О) = 0,4172 г; m(НgO) = 0,4332 г.
2.170 Определите эквивалентное количество (моль) цинка, вступившего в реакцию с избытком гидроксида натрия в водном растворе, если в результате образовался прозрачный раствор и выделилось 2,81 л (н. у.) газа. Ответ: 0,25 моль экв.
2.171 Составьте электронные полууравнения и молекулярные уравнения реакций:
а)
растворение платины в царской водке;
б)
взаимодействия осмия со фтором.
Платина окисляется до степени окисления +4, а осмий - до +8.
2.172 Определите, будут ли (да, нет) самостоятельно протекать при стандартных
условиях в изолированной и закрытой системах реакции:
СuО (т) + Н2 (г) = Сu (т) + Н2O (ж) (Т = 298 К);
СuО (т) + Н2 (г) = Сu (т) + Н2O (г) (Т = 1000 К).
2.173
К 100 мл 0,02 моль/л раствора нитрата ртути (II) добавляют избыток
НС1, а затем постепенно - трихлоростаннат (II) водорода до образования вначале
белого, а в конце темного осадка. Составьте уравнение всех реакций. Определите
массу (г) темного осадка, считая протекание реакции полным. Ответ:-0,401 г.
2.174
В присутствии влаги и диоксида углерода медь окисляется и покрывается
зеленым налетом. Как называется и каков состав образующегося соединения? Что
произойдет, если на него подействовать хлороводородной (соляной) кислотой?
Напишите уравнения соответствующих реакций. Окислительно-восста-
157
новительную реакцию составьте на основании электронных уравнений.
2.175
Составьте уравнения реакций в водном растворе:
2+
1)Мn + Н+ + РbO2→
2) Мn2+ + МnО-4 →
Для реакции (1) рассчитайте массу соединения свинца, необходимую для полного
протекания реакции с ионами Мn2+, содержащимися в 300 мл 0,05 моль/л раствора. Докажите, что реакция (2) протекает самопроизвольно в стандартных условиях
при 250С.
Ответ: 8,97 г.
2.176 Расплавили смесь избытка калия с гидроксидом калия и внесли в нее 1,7388
оксида марганца (IV). После окончания реакции охлажденный сплав растворили в
небольшом количестве воды. Определите молярную концентрацию (моль/л) соединения марганца в конечном растворе объемом 20 мл. Этот раствор разделили
на две пробирки. В одну прилили избыток воды, а в другую - избыток хлорной
воды. Происходящее явление опишите уравнениями реакций.
2.177 Ванадий получают алюминотермически или кальций термическим восстановлением оксида ванадия (V) V2O5. Последний легко растворяется в щелочах с
образованием метаванадатов. Напишите уравнения соответствующих реакций.
Уравнения окислительно-восстановительных реакций составьте на основании
электронных уравнений.
2.178 Через 18,94 г суспензии гидрокарбоната марганца (II) пропускают воздух.
При этом Мn+2 полностью переходит в Мn+. Рассчитайте объем (л, н. у.) воздуха,
прошедшего через реактор, если объемная доля кислорода воздухе равна 20,95%,
а степень его участия в реакции составляет 15%. Ответ: 73,3 л.
2.179 Азотистая кислота окисляет ванадий до метаванадиевой кислоты. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций.
2.180 К раствору, соединяющему сульфаты железа (II) и никеля (II), добавляют
избыток гидроксида натрия, а затем избыток бромной воды. Образовавшийся осадок промывают водой и обрабатывают конц. НС1 до растворения осадка. Наблюдают выделения газа, его объем составляет 7,28 л (н. у.). Определите количество
(в молях) сульфата никеля (II) в исходном растворе. Ответ: 0,65 моль.
2.181 Составьте уравнения реакций, которые надо провести для осуществления
следующих превращений:
Си → Cu(NO3)2 → Си(ОН)2 → СиС12 → [Cu(NH3)4]Cl2.
2.182 К 400 мл 0,05 моль/л раствора сульфата никеля (II) приливают раствор гидроксида калия до прекращения образования осадка вещества «А», который отфильтровывают и делят пополам. Первую половину осадка «А» обрабатывают избытком HCl. Что происходит? Вторую половину осадка «А» обрабатывают избытком бромной воды (осадок не исчезает, не меняет свой состав), а затем конц.
HCl до полного растворения осадка. Одновременно наблюдают выделение газа.
Каков его объем (л, н. у.)? Ответ: 0,112 л.
2.183 Какую степень окисления проявляет ванадий в соединениях? Составьте
формулы оксидов ванадия, отвечающих этим степеням окисления. Как меняются
кислотно-основные свойства оксидов ванадия при переходе от низшей к высшей
степени окисления? Составьте уравнения реакций:
158
а) V203 с H2SO4;
б)V2O5 c NaOH.
2.184 Поведение Ru (VI) и Ru (VII) в водном растворе аналогично поведению Мn
(VI) и Мn (VII). Составьте уравнения реакций:
a)K2RuO4 + Cl2 →
б)K2RuO4 + H+ →
в)K2RuO4 (т), t0С →
г)K2RuO4 (т) + OH-+ SO32- →
2.185 При внесении цинка в подкисленный серной кислотой раствор метаванадата аммония NH4VO3 желтая окраска постепенно переходит в фиолетовую за счет
образования сульфата ванадия (II). Составьте электронные и молекулярные уравнения реакции.
2.186 Проводятся следующие реакции в водном растворе:
1) хлорид кобальта (II) + гидроксид калия + пероксид водорода;
2) хлорид кобальта (II) + гидроксид аммония (изб.) + воздух. Составьте уравнения
этих реакций. Определите молярность исходного раствора Н2O2 в реакции (1), если для ее полного протекания потребовалось 135 мл этого раствора, а в результате
реакции образовалось 1,2412 г осадка.
Ответ: 0,0418 моль/л.
2.187 Хромит калия окисляется бромом в щелочной среде. Зеленая окраска раствора переходит в желтую. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакции. Какие ионы обусловливают начальную и конечную окраску раствора?
2.188 Образец некоторого железосодержащего минерала массой 0,7108 г химически переведен в раствор в инертной атмосфере, все железо находится в виде
ионов Fe2+. На реакцию с этим раствором израсходовано 48 мл 0,1 н раствора
перманганата калия. Определите массовую долю (%) железа в исходном образце.
Ответ: 37,8%.
2.189 Составьте электронные полууравнения и молекулярные уравнения реакций
цинка:
а)с раствором гидроксида натрия;
б)с концентрированной серной кислотой, учитывая восстановление серы до нулевой степени окисления.
2.190
Составьте уравнение реакций по следующей схеме:
+
Ag
2-
CO3
2-
?
CrO4
-
?
CN (изб.)
?
HNO3(конц.)
2.191 Составьте электронные полууравнения и молекулярные уравнения реакций:
а)
растворение золота в царской водке;
б)
взаимодействия осмия с фтором.
Золото окисляется до степени окисления +3, а осмий +8.
2.192 Предложите способы обнаружения и разделения катионов цинка (II) и кадмия (II) при их одновременном присутствии в водном растворе. Напишите уравнения реакций.
2.193 Серебро не взаимодействует с разбавленной серной кислотой, тогда как в
концентрированной оно растворяется. Чем это можно объяснить? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакции.
159
2.194 Составьте уравнения реакций по схеме:
Hg
HO
Hg(NO3)2 OH ? HCl ? 2
?
2.195 К подкисленному серной кислотой раствору дихромата калия прибавили
порошок алюминия. Через некоторое время оранжевая окраска раствора перешла
в зеленую. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакции.
2.196 Составьте
уравнения
всевозможных
реакций
по
схеме:
Hg
Hg(NO3)2
HCl
?
HNO3(конц.) HCl ?
?
2.197 При действии на титан конц. хлороводородной кислоты образуется трихлорид титана, а при действии азотной кислоты -осадок метатитановой кислоты. Составьте электронные полууравнения и молекулярные уравнения соответствующих
реакций.
2.198 Составьте уравнения возможных реакций по следующей схеме:
Cr
3+
[Cr(H2O)6]
2-
Cr2O7
2-
CrO4
2-
Cr2O7
3+
[Cr(H2O)6]
2.199 Золото растворяется в царской водке и селеновой кислоте, приобретая при
этом высшую степень окисления. Составьте электронные полууравнения и молекулярные уравнения соответствующих реакций.
2.200 Какое количество 5%-ного раствора сульфида аммония требуется для полного осаждения меди в виде сульфида из 120 мл 0,2 М раствора [Cu(NH3)4]SO4?
Какое количество комплексной соли потребуется?
Ответ: 32,64 г.
2.201 В 1 л воды содержится ионов магния 36,47 мг и ионов кальция 50,1 мг. Чему
равна жесткость этой воды? Ответ: 5,5 мэкв/л.
2.202 В 1 м3 воды содержится 140 г сульфата магния. Вычислите жесткость этой
воды. Ответ: 2,33 мэкв/л.
2.203 Какие ионы надо удалить из природной воды, чтобы сделать ее мягче?
Введением каких ионов можно умягчить воду? Составьте уравнение соответствующих реакций. Какую массу Са(ОН)2 надо прибавить к 2,5 л воды, чтобы устранить ее жесткость, равную 4,43 мэкв/л? Ответ: 0,406 г.
2.204 К 100 л жесткой воды прибавили 12,95 г гидроксида кальция. Насколько
понизилась карбонатная жесткость воды? Ответ: на 3,5 мэкв/л.
2.205 Чему равна карбонатная жесткость воды, если 1 л ее содержит 0,292 г гидрокарбоната магния и 0,2025 г гидрокарбоната кальция?
Ответ: 6,5 мэкв/л.
2.206 Какая масса CaSO4 содержится в 200 л воды, если жесткость, обусловливаемая этой солью, равна 8 мэкв/л? Ответ: 108,8 г.
2.207 Какую массу Na3PO4 надо прибавить к 500 л воды, чтобы устранить ее карбонатную жесткость, равную 5 мэкв/л? Ответ: 136,6 г.
2.208 В 220 л воды содержится 11 г сульфата магния. Чему равна жесткость этой
воды? Ответ: 0,83 мэкв/л.
2.209 Какую массу карбоната натрия надо прибавить к 400 л воды, чтобы устранить жесткость равную 3 мэкв/л. Ответ: 63,6 г.
2.210 Вода, содержащая только гидрокарбонат магния, имеет жесткость 3,5мэкв/л.
160
Какая масса гидрокарбоната магния содержится в 200 л этой воды? Ответ: 51,1 г.
2.211 Вода, содержащая только сульфат магния, имеет жесткость 7 мэкв/л. Какая
масса сульфата магния содержится в 300 л этой воды?
Ответ: 126,3 г.
2.212 Вычислите жесткость воды, зная, что в 600 л ее содержится 65,7 г гидрокарбоната магния и 61,2 г сульфата кальция.
Ответ: 3,0 мэкв/л.
2.213 К 1 м3 жесткой воды прибавили 132,5 г карбоната натрия. Насколько понизилась жесткость?
Ответ: на 2 мэкв/л.
2.214 Какую массу гидроксида кальция надо прибавить к 275 л воды, чтобы
устранить ее карбонатную жесткость, равную 5,5 мэкв/л?
Ответ: 56,06 г.
2.215 Какую массу карбоната натрия надо прибавить к 0,1 м3 воды, чтобы устранить жесткость, равную 4 мэкв/л?
Ответ: 21,2 г.
2.216 Чему равна жесткость воды, если для ее устранения к 50 л воды потребовалось прибавить 21,2 г карбоната натрия?
Ответ: 8 мэкв/л.
2.217 Вода, содержащая только гидрокарбонат кальция, имеет жесткость 9 мэкв/л.
Какая масса гидрокарбоната кальция содержится в 500 л воды?
Ответ: 364,5 г.
2.218 Жесткость воды, в которой растворен только гидрокарбонат кальция, равна
4мэкв/л. Какой объем 0,1 н. раствора НС1 требуется для реакции с гидрокарбонатом
кальция, содержащимся в 75 мл этой воды?
Ответ: 3 см3.
2.219 Какие соли обусловливают жесткость природной воды? Какую жесткость
называют карбонатной, некарбонатной? Как можно устранить карбонатную, некарбонатную жесткость? Напишите уравнения соответствующих реакций. Чему равна
жесткость воды, в 100 л которой содержится 14,632 г гидрокарбоната магния?
Ответ: 2 мэкв/л.
2.220 Вычислите карбонатную жесткость воды, зная, что для реакции с гидрокарбонатом кальция, содержащимся в 200 см3 воды, требуется 15 см3 0,08 н раствора НС1.
Ответ: 6 мэкв/л.
2.221 Вода, содержащая только гидрокарбонат магния, имеет жесткость 3,5мэкв/л.
Какая масса гидрокарбоната магния содержится в 200 л этой воды?
Ответ: 51,1 г.
2.222 К 1 м3 жесткой воды прибавили 132,5 г карбоната натрия. Насколько понизилась жесткость?
Ответ: на 2,5 мэкв/л.
2.223 Жесткость воды равна 4,5 мэкв/л. Какую массу соды в граммах нужно внести
для устранения жесткости в 1 м3 такой воды?
Ответ: 238,5 л.
2.224 Какую массу карбоната натрия в граммах надо добавить к 5 л воды, чтобы
устранить общую жесткость, равную 4,6 мэкв/л?
161
Ответ: 1,22 г.
2.225 Некарбонатная жесткость воды равна 2,48 мэкв/л. Сколько граммов Na3P04
надо взять, чтобы умягчить 10 м3 такой воды?
Ответ: 1355,7 г.
2.226 Сколько граммов гашеной извести надо прибавить к 2,5 л воды, чтобы
устранить ее временную жесткость, равную 4,43 мэкв/л?
Ответ: 0,41 г.
2.227 Некарбонатная жесткость воды равна 5,18 мэкв/л. Сколько граммов Na3P04
надо взять, чтобы умягчить 4 м3 такой воды?
Ответ: 1133,4 г.
2.228 Жесткость воды равна 4,35 мэкв/л. Сколько соды (в граммах) нужно прибавить к 1 м3 этой воды для устранения жесткости?
Ответ: 230,55 г.
2.229 Жесткость некоторого образца воды обусловливается только нитратом
кальция. При обработке 0,25 л образца воды карбонатом натрия в осадок выпало
37,8 мг CaCOs. Чему равна жесткость воды?
Ответ: 3,024 мэкв/л.
2.230 Какую массу соды в граммах Na2CO3 надо прибавить к 30 л воды, чтобы
устранить общую жесткость воды, равную 4,64 мэкв/л?
Ответ: 7,38 г.
3 Варианты заданий
Варианты
Номера задач
1
2. 1
2.32
2.59
2.98
2.116
2.146
2.176
2.198
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
2..2
2.3
2, 4
2, 5
2. 6
2. 7
2.8
2.9
2.10
2.11
2.12
2.13
2.14
2.15
2.16
2.17
2.18
2.19
2.20
2.21
2.22
2.23
2.24
2.25
2.26
2.27
2.28
2.29
2.30
2.33
2.34
2.35
2.36
2.37
2.38
2.39
2.40
2.41
2.92
2.44
2.43
2.46
2.45
2.47
2.48
2.49
2.50
2.51
2.52
2.53
2.55
2.54
2.56
2.57
2.58
2.60
2.62
2.61
2.63
2.64
2.65
2.66
2.67
2.100
2.69
2.114
2.71
2.72
2.73
2.74
2.75
2.76
2.77
2.78
2.79
2.80
2.81
2.82
2.83
2.84
2.85
2.86
2.87
2.88
2.89
2.92
2.91
2.99
2.94
2.93
2.95
2.101
2.97
2.68
2.102
2.103
2.104
2.105
2.106
2.107
2.109
2.108
2.110
2.111
2.112
2.76
2.103
2.84
2.57
2.33
2.96
2.113
2.115
2.106
2.42
2.94
2.117
2.118
2.119
2.120
2.121
2.122
2.123
2.124
2.125
2.126
2.127
2.129
2.128
2.130
2.131
2.133
2.132
2.134
2.135
2.136
2.137
2.138
2.139
2.140
2.141
2.142
2.143
2.144
2.145
2.147
2.148
2.150
2.149
2.151
2.153
2.153
2.155
2.154
2.156
2.157
2.158
2.159
2.160
2.161
2.162
2.167
2.164
2.165
2.166
2.167
2.168
2.171
2.170
2.169
2.172
2.175
2.174
2.173
2.178
2.180
2.179
2.177
2.181
2.182
2.187
2.184
2.185
2.186
2.183
2.189
2.188
2.190
2.191
2.192
2.193
2.194
2.198
2.196
2.197
2.195
2.194
2.191
2.138
2.197
2.180
2.192
2.149
2.200
2.201
2.202
2.203
2.204
2.205
2.206
2.207
2.208
2.209
2.210
2.211
2.212
2.213
2.214
2.215
2.216
2.217
2.218
2.219
2.220
2.221
2.222
2.223
2.224
2.225
2.226
2.227
2. 228
162
СПИСОК РЕКОМЕНДУЕМОЙ ЛИТЕРАТУРЫ
1 Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. - М.: Высшая школа,
2002.-743 с.
2 Глинка Н.Л., Ермаков А.И. Общая химия. - М.: Интеграл-пресс, 2004.
- 728 с.
3 Карапетъянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. - М.:
Химия, 2000. – 532 с..
Учебное издание
Салова Леонора Евгеньевна, Пузин Юрий Иванович, Чалова Ольга Борисовна,
Назаров Михаил Николаевич, Зорина Людмила Николаевна, Чанышева Альфия
Тагировна, Латыпова Фильзя Низамутдиновна, Рольник Любовь Зелиховна, Молявко Мария Александровна, Сергеева Лидия Григорьевна, Михайленко Оксана
Ивановна, Денисова Светлана Борисовна, Булатова Ольга Федоровна, Шевляков
Федор Борисович
СБОРНИК ЗАДАНИЙ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ СТУДЕНТОВ
ПО ДИСЦИПЛИНЕ «ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ»
Редактор М.Е.Галина
Подписано в печать 11.09.2009. Бумага офсетная №2. Формат 60x84 1/16
Гарнитура «Таймс». Печать трафаретная. Усл. печ. л. 10,18. Уч.-изд. л..9,05
Тираж 300 экз. Заказ
Издательство Уфимского государственного нефтяного
технического университета
Типография Уфимского государственного нефтяного
технического университета
Адрес издательства и типографии:
450062, Республика Башкортостан, г.Уфа, ул. Космонавтов,1