Содержание
Задача 11. 3
Задача 33. 3
Задача 55. 4
Задача 98. 6
Задача 119. 7
Задача 140. 7
Задача 157. 8
Задача 210. 9
Задача 232. 10
Задача 274. 11
Задача 290. 12
Список литературы.. 14
Задача 11
Из 3,31 г нитрата металла получается 2,78 г его хлорида. Вычислите
эквивалентную массу этого металла.
Решение:
По закону эквивалентов:
3,31/2,78 =(mэ Me+mэ NO3-)/(mэ Me+mэ Cl-) : 3,31/2,78=(mэMe+62)/(mэ Me+35,5)
(mэMe+62)/(mэ Me+35,5) = 1,19
mэMe = 103,8 г/моль
Ответ: эквивалентная масса металла равна 103,8 г/ моль
Задача 33
Напашите электронные формулы атомов элементов с порядковыми
номерами 21 и 23. Сколько свободных d-орбиталей в атомах этих элементов?
Решение:
Элемент с порядковым номером 21 – Sc (скандий). Его электронная формула: 1s22s22p63s23p64s23d1. На d-подуровне 3-го энергетического уровня
содержится 5 d-орбиталей. В соответствии с
электронной формулой 1d-
орбиталь элемента скандия занята одним электроном, таким образом в атоме
данного элемента 4 свободных d-орбитали.
Элемент с порядковым номером 23 – V (ванадий). Его электронная формула: 1s22s22p63s23p64s23d3. В соответствии с
электронной формулой 3d-
орбитали элемента ванадия заняты тремя электронами (в атоме не могут
одновременно находится два электрона в тождественных состояниях[1]), таким образом, в атоме
данного элемента 2 свободных d-орбитали.
Задача 55
Какую низшую и высшую степени окисления проявляют кремний,
мышьяк, селен и фтор? Почему? Составьте формулы соединений данных элементов,
отвечающих этим степеням окисления.
Решение:
Кремний (Si)
находится в IV А группе
Периодической системы, порядковый номер элемента – 14, атомный вес – 28. Атом
кремния имеет три слоя электронов: в первом – 2 электрона, во втором – 8 и в
третьем, наружном, слое – 4 электрона. Из положения в Периодической системе и строения
атома следует, что кремний занимает промежуточное положение между элементами, атомы которых относительно
легко отдают электроны, и элементами,
атомы которых присоединяют электроны. Поэтому можно ожидать, что атом кремния
не будет полностью отдавать или принимать валентные электроны при химических
реакциях, а будет образовывать ковалентные связи с другими атомами. Это
предположение подтверждается фактами: четыре валентных электрона атома кремния
обычно образуют четыре пары общих электронов с другими атомами (четыре
ковалентные связи). Поэтому в огромном большинстве соединений кремний
четырехвалентен[2].
Степени окисления, проявляемые кремнием: +4, (+2), (-4). Состав высших окcида кремния отвечает формуле RO2 (SiO2 – высшая
степень окисления кремния: +4), а водородного соединения – RН4 (SiH4 – низшая степень
окисления кремния: -4).
Мышьяк (As)
является элементом VA
группы Периодической системы, порядковый номер элемента – 33, атомный вес –
74,9. Мышьяк является р-элементом, имеет в наружном слое 5 электронов. Мышьяк
проявляет в соединениях степени окисления: +5, +3, -3. Оксид мышьяка отвечает
формуле R2O3 (As2O3 – степень
окисления мышьяка: +3), высший оксид мышьяка отвечает формуле R2O5 (As2O5 – высшая степень окисления
элемента: +5), водородное соединение мышьяка отвечает формуле RH3 (AsH3 – низшая степень
окисления элемента: -3).
Селен (Se)
является элементом VI группы Периодической системы, порядковый номер элемента –
34, атомный вес – 78,9. Селен имеет на внешнем уровне шесть электронов (s2p4),
но у него есть незаполненный d-уровень, поэтому он может иметь до шести
неспаренных электронов и в соединениях проявлять степень окисления — 2, +4 и
+6.
Оксид селена отвечает формуле RO2 (SeO2 – степень
окисления селена: +4, при растворении данного оксида в воде образуется
селенистая кислота H2SeO3, а при
окислении последней образуется селеновая кислота H2SeO4,
степень окисления селена: +6), водородное соединение селена отвечает формуле RH2 (H2Se – низшая
степень окисления элемента: -3).
Фтор является элементом VII А группы Периодической системы. Как и
все галогены, имеет
структуру внешней электронной оболочки s2p5. Поэтому он
легко принимает электрон, образуя устойчивую благородногазовую электронную
оболочку (s2р6). Галогены — очень активные элементы. Они
могут отнимать, электроны не только у атомов, которые их легко отдают, но и у
ионов и даже вытеснять другие галогены, менее активные, из их соединений. Так, фтор вытесняет хлор из хлоридов, хлор - бром
из бромидов, а бром — йод из иодидов.
Из всех
галогенов только фтор, находящийся во II периоде, не имеет незаполненного
d-уровня. По этой причине он не может иметь больше одного неспаренного
электрона и проявляет валентность только -1. водородное соединение
фтора отвечает формуле HR (HF – степень окисления фтора:
-1), кислородное соединение фтора отвечает формуле OR2 (OF2 – фтористый кислород,
степень окисления фтора: -1).
Задача 98
При взаимодействии 6,3 г железа с серой выделилось 11,31 кДж
теплоты. Вычислите теплоту образования сульфида железа.
Решение:
Термохимическое уравнение данной реакции:
Fe +
Se → Fe S + 11,31 кДж
∆Нх.р. =
∑∆Нобрпрод - ∑∆Нобрисх
∆Нх.р. = ∆НFes - ∆HS - ∆HFe,
∆НFes можно выразить уравнением:
n * ∆НFes =
∆Нх.р. + ∆HS + ∆HFe
Стандартные теплоты (энтальпии) образования простых веществ
(серы и железа) условно приняты равными нулю. Таким образом:
n * ∆НFes = ∆Нх.р.
= -11, 31кДж
Стандартная теплота образования сульфида железа
рассчитывается на 1 моль вещества и равна:
∆НFes
= n * ∆НFes / n,
где n
– число моль сульфида железа, находится по формуле: n = m/M
По уравнению реакции n (FeS) =
n (Fe); n (Fe) =
n =
6,3/55,8 = 0,11 моль
∆НFes
= -11,31 кДж / 0,11 = 102,8 кДж/моль
Задача 119
Вычислите, при какой температуре начнется диссоциация
пентахлорида фосфора, протекающая по уравнению:
РСl5
(г) = РСl3
(г) + Cl2 (г);
∆Н = + 92,59 кДж
Решение:
Изобарно-изотермический потенциал системы выражается
уравнением:
∆G = ∆Н - Т∆S,
где ∆Н – энтальпия,
кДж; ∆S –
энтропия, Дж/(моль К)
Найдем температуру начала
реакции, т.е. температуру, когда ∆G = 0:
∆Н - Т∆S = 0
Т = ∆Н / ∆S
Sобр (РСl3 (г))[3] = 311,7 кДж;
Sобр (Сl2 (г)) = 222,95 Дж/(моль К);
Sобр (РСl5 (г))[4] = 364,47 Дж/(моль К)
Найдем
изобарно-изотермический потенциал системы:
Sх.р. = ∑Sобрпрод
- ∑Sобрисх
Sх.р. = 311, 7 + 222, 95 - 364,47
= 170,18Дж/(моль К) = 0,17 кДж/(моль К)
∆Нх.р. =
+ 92,59 кДж
Тогда:
Т = ∆Н / ∆S
Т = 92,59 / 0,17 = 544,6 К
Ответ: Т = 544,6 К
Задача 140
Исходные концентрации [NO]исх и [Cl2]исх в гомогенной системе 2NO+Cl2 ↔ 2NOCl составляют
соответственно 0,5 и 0,2 моль/л. Вычислите константу равновесия, если к моменту
наступления равновесия прореагировало 20% NO.
Решение:
vпр = K1 [NO]2 * [Cl2];
Vобр = K2 [NOCl]2
Kp
= K1 / K2 = [NOCl]2
/ [NO]2 * [Cl2]
Т.к. к моменту равновесия прореагировало 20% NO, то:
[NO]израсх
= 0,5 * 0,2 = 0,1 моль/л,
[Cl2]израсх = 0,05 моль/л,
[NO] = СNO - [NO]израсх = 0.5 – 0.1 = 0.4 моль/л
[Cl2]
= СCl2 - [Cl2]израсх = 0.2 – 0.05 = 0.15 моль/л
[NOCl] =
0,1 моль/л
Тогда Kp = 0,12 / (0,42 * 0,15) = 0,416
Ответ:
Kp = 0,416
Задача 157
Смешали 300 г 20%-ного раствора и 500 г 40%-ного раствора NaCl. Чему равна процентная
концентрация полученного раствора?
Решение:
m (NaCl)1 = 300 * 0.2
= 60 г – масса соли в первом растворе
m (NaCl)2 = 500 * 0.4
= 200 г – масса соли во втором растворе
Тогда общая масса соли в полученном растворе равна:
m (NaCl)1 + m (NaCl)2 = 200+60=260 г
Объем полученного раствора равен: 300+500 = 800 г
Тогда процентная концентрация полученного раствора равна:
ω = m
(NaCl) / m (раствора) * 100 = 260 /
800 * 100 = 32,5 %
Ответ: концентрация полученного раствора равна 32,5%
Задача 210
Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения
гидролиза солей CuCl2,
Ca2CO3, Cr(NO3)3. Какое
значение рН (> 7<) имеют растворы этих солей?
Решение:
CuCl2
– соль, образованная слабым многокислотным основанием Cu(ОН)2 и сильной кислотой НCl. В этом случае катионы Cu2+ связывают
гидроксильные ионы воды, образуя катионы основной соли CuОН+. Образование молекул Cu(ОН)2 не
происходит, так как ионы CuОН+
диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Cu(ОН)2. В обычных условиях гидролиз идет по первой
ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
Cu2+
+ Н2О = CuОН+
+ Н+
Или в молекулярной форме:
CuCl2
+ Н2О = CuОНCl + НCl
В растворе появляется избыток ионов водорода, поэтому
раствор CuCl2
имеет кислую реакцию (рН < 7).
Ca2CO3 – соль,
образованная сильным основанием и слабой многоосновной кислотой. В этом случае
анионы соли CO32-,
связывая водородные ионы воды, образуют анионы кислой соли НCO3-, а не
молекулы Н2CO3,
так как ионы НCO3-
диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Н2CO3. В обычных условиях
гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону.
Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
CO32-
+ Н2О = НCO3-
+ ОН-
Или в молекулярной форме:
2Ca2CO3 + 2Н2О
= Ca (НCO3)2 +
Ca (ОН)2
В растворе появляется избыток ионов ОН-, поэтому
раствор Ca2CO3 имеет щелочную
реакцию (рН >7).
Cr(NO3)3 –
соль, образованная сильной кислотой и слабым многокислотным основанием,
гилролизуется по катиону.
В этом случае катионы Cr3+ связывают гидроксильные ионы воды, образуя
катионы основной соли CrОН2+.
На второй ступени гидролиза образуются катионы Cr(ОН)2+ . Образование
молекул Cr(ОН)3
не происходит, так как ионы Cr(ОН)2+
диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Cr(ОН)3. В обычных условиях гидролиз идет только по двум
ступеням, до образования Cr(ОН)3 его можно
довести только добавлением щелочи. Соль гидролизуется по катиону.
Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
Cr3+
+ Н2О = CrОН2+ + Н+
Или в молекулярной форме:
Cr(NO3)3
+ Н2О = CrОН(NO3)2 + НNO3
CrОН2+
+ Н2О = Cr(ОН)2+
+ Н+
Или в молекулярной форме:
CrОН(NO3)2 +
Н2О = Cr(ОН)2NO3 + НNO3
В растворе появляется избыток ионов водорода, поэтому
раствор Cr(NO3)3
имеет кислую реакцию (рН <
7).
Задача 232
Реакции выражаются схемами:
NaCrO2
+ Br2 + NaOH → Na2CrO4 + NaBr + H2O
FeS
+ HNO3 → Fe
(NO3)2 + S + NO + H2O
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в
уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является
окислителем, какое – восстановителем; какое вещество окисляется, какое –
восстанавливается.
Решение:
+3 0 +6 -1
NaCrO2
+ Br2 + NaOH → Na2CrO4 + NaBr + H2O
восстановитель 2 | Cr3+ - 3 е- = Cr6+
процесс окисления
окислитель 3 | Br20 + 2 е- = 2 Br- процесс восстановления
Уравнение реакции будет иметь вид:
2 NaCrO2
+ 3 Br2 + 8 NaOH → 2 Na2CrO4 + 6 NaBr + 4
H2O
-2
+5 0
+2
FeS
+ HNO3 → Fe
(NO3)2 + S + NO + H2O
восстановитель 3 | S2- - 2е-
= S0 процесс окисления
окислитель 2
| N5+ + 3е-
= N2+ процесс
восстановления
Уравнение реакции будет иметь вид:
3 FeS + 8 HNO3
→ 3 Fe (NO3)2
+ 3 S + 2 NO + 4 H2O
Задача 274
Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на
угольных электродах при электролизе раствора КВr. Какая масса вещества выделяется на
катоде и аноде, если электролиз проводить в течение 1 часа 35 минут при силе
тока 15А?
Решение:
В растворе КВr
диссоциирует на ионы:
КВr
↔ К+ + Вr-
При электролизе вблизи катода имеются катионы калия и вода.
Так как катионы калия не восстанавливаются в водных растворах, на катоде
восстанавливается вода:
катод (-) 2 Н2О + 2е- = Н2
+ 2ОН-
Бромид-анионы, как и многие анионы бескислородных кислот,
окисляются в водных растворах:
анод (+) 2 Вr-
- 2е- = Вr2
Суммарное уравнение процесса:
2 Н2О + 2е- = Н2 + 2ОН-
2 Вr-
- 2е- = Вr2
___________________________________________________
2 Н2О +2 Вr- = Н2
+ 2ОН- + Вr2
2 Н2О +2 КВr = Н2 + 2КОН + Вr2
По закону Фарадея (одинаковые количества электричества
выделяют эквивалентные весовые количества элементов, при этом 96500 кулонов
выделяют один грамм-эквивалент любого элемента)[5]:
m =
Э * I *t / 96500,
где m
– масса вещества, окисленного или восстановленного на электроде; Э – эквивалентная
масса вещества; I –
сила тока, А; t –
продолжительность электролиза, с.
Эквивалентная масса Н2 равна 1,0 г/моль;
подставив в формулу Фарадея, получаем:
m = 1,0 * 15 * 95 * 60 / 96500 = 0,886 г
Эквивалентная масса брома равна 79,9 г:
m =
79,9 * 15 *95 * 60 / 96500 = 70,79 г
Ответ: на катоде выделится 0,886 г водорода, на аноде
выделится 70,79 г брома.
Задача 290
Какое покрытие металла называется анодным и какое –
катодным? Назовите несколько металлов, которые могут служить для анодного и
катодного покрытия железа. Составьте электронные уравнения анодного и катодного
процессов, происходящих при коррозии железа, покрытого медью, во влажном
воздухе и в кислой среде.
Решение:
Анодным называется металлическое покрытие, имеющее
электродный потенциал меньше электродного потенциала защищаемого металла. Для
железа (Еº = - 0,44 В) это могут быть цинк (Еº = - 0,76 В), хром
(Еº = - 0,91 В), алюминий (Еº = - 1,70 В), магний (Еº = - 2,37
В).
Механизм защиты:
Оцинкованное железо: Zn | H2O + O2| Fe
Zn – 2e- = Zn2+
(электроны переходят с цинка на железо в месте, где железо имеет контакт со
средой, т.е. появилась трещина)
2Н2О
+ О2 + 4е- = 4ОН-
Анодное покрытие более надежно, чем катодное, т.к. при
коррозии разрушается само покрытие.
Катодное покрытие металла – металлическое покрытие, имеющее
электродный потенциал больше электродного потенциала защищаемого металла. Для
железа (Еº = - 0,44 В) это могут быть никель (Еº = - 0,25 В), медь
(Еº = + 0,34 В), висмут (Еº = + 0,215В), серебро (Еº = + 0,80
В), олово (Еº = - 0,136 В).
Механизм защиты:
Луженое железо (железо, покрытое слоем олова)
Sn | H+
| Fe
Fe –
2 e- = Fe2+ (в результате
взаимодействия с водой впоследствии образуется гидроксид железа, т.е. ржавчина).
Вывод: катодное покрытие менее надежно, т.к. при нарушении
покрытия окисляется сам металл.
При коррозии железа, покрытого медью (катодное покрытие) во
влажном воздухе происходят следующие процессы:
анод (+): Fe0
– 2e- = Fe2+
катод (-): О2 + 2Н2О + 4е-
= 4ОН-
В кислой среде протекают следующие процессы:
анод (+): Fe0
– 2e- = Fe2+
катод (-): 2 Н3О+ + 2 е- =
Н2 + 2 Н2О
Список литературы
1.
Химия / Под ред. В. Шретера . – М.: Химия, 1986. – 648
с.
2. Ходаков
Ю.В., Цветков Л.А. Химия – М.: Государственное учебно-педагогическое
издательство министерства просвещения РСФСР, 1961. – 424 с.
3. Рабинович
В.А., Хавин З.Я. Краткий химический справочник. – Л.: Химия, 1977. – 376 с.
4. Краткий
справочник физико-химических величин. – Л.: Химия, 1983. – 232 с.
5. Некрасов Б.В. Учебник общей химии. – М.: Химия, 1972. –
472 с.
[1] Химия
/ Под ред. В. Шретера . – М.: Химия, 1986. – с.95.
[2]
Ходаков Ю.В., Цветков Л.А. Химия – М.: Государственное учебно-педагогическое
издательство министерства просвещения РСФСР, 1961. – с.176.
[3]
Рабинович В.А., Хавин З.Я. Краткий химический справочник. – Л.: Химия, 1977.
–с.108.
[4]
Краткий справочник физико-химических величин. – Л.: Химия, 1983. – с..80.
[5]
Некрасов Б.В. Учебник общей химии. – М.: Химия, 1972. – с.149.