Задача № 17

При взаимодействии 3,24 г трехвалентного металла с кислотой выделяется 4,03 л водорода (н. у.). Вычислите молярную масса эквивалента, молярную и относительную атомную массы металла.


Решение:

1. Определим  молярную массу эквивалента металла по закону эквивалентов:

,

где: m1 – масса вещества 1, г;

Мэк (1) – молярная масса эквивалента вещества 1, г/моль;

V2 – объем вещества 2, л;

Vэк (2) – эквивалентный объем вещества 2, л/моль, в нашем случае Vэк (Н2) = 11,2 л/моль.

г/моль.

2.  Определим молярную массу металла:

,

где: М – молярная масса вещества, г/моль;

Z – эквивалентное число, в нашем случае это валентность металла.

г/моль.

3. Молярная масса металла равна относительной атомной массе металла, т.е. Аr (Ме) = 27.


Ответ: Мэк (Ме) = 9 г/моль; М (Ме) = 27 г/моль; Аr (Ме) = 27.


Задача № 34

Сколько и какие значения может принимать магнитное квантовое число m при орбитальном числе l = 0, 1, 2 и 3? Какие элементы в периодической системе называются s-, p-, d- и f-элементами? Приведите примеры.


Решение:

m – магнитное квантовое число; задает ориентацию орбиталей в пространстве, которая определяет количество возможных орбиталей данной симметрии. Принимает значения – вся гамма значений от –l через 0 до +l.


l = 0

l = 1

l = 2

l = 3

m = 0

m = -1

m = 0

m = +1

m = -2

m = -1

m = 0

m = +1

m = +2

m = -3

m = -2

m = -1

m = 0

m = +1

m = +2

m = +3

одна s-орбиталь

три p-орбитали

пять d-орбиталей

семь f-орбиталей

В зависимости от того, какой подуровень последним заполняется электронами, все элементы делятся на четыре типа (семейства).

1. s-Элементы: заполняется электронами s-подуровень внешнего уровня. К ним относятся первые два элемента каждого периода, например, натрий, магний.

2. p-Элементы: заполняется электронами р-подуровень внешнего уровня. Это последние 6 элементов каждого периода (кроме первого и седьмого). Например, алюминий, селен.

3. d-Элементы: заполняется электронами d-подуровень второго снаружи уровня, а на внешнем уровне остается один или два электрона. К ним относятся элементы вставных декад больших периодов, расположенных между s- и p- элементами. Например, титан, железо.

4. f-Элементы: заполняется электронами f-подуровень третьего снаружи уровня, а на внешнем уровне остается два электрона. Это лантаноиды и актиноиды.


Задача № 59

Какую низшую и высшую степени окисления проявляют углерод, фосфор, сера и йод? Почему? Составьте формулы соединений данных элементов, отвечающих этим степеням окисления.


Решение:

Высшая положительная степень окисления проявляется тогда, когда в образовании связи принимаю участие все валентные электроны атома. Численно она равна номеру группы периодической системы (за редким исключением). Наименьшее значение степени окисления элемента, которое встречается в его соединениях (водородные соединения), принято называть низшей степенью окисления. Численно она равна 8 минус количество электронов на внешнем уровне (отличается от высшей степени окисления на 8 единиц).


Углерод  - элемент IV группы, следовательно, высшая степень окисления: +4, например, в соединении СO2.

6С  1s22s22p2 – четыре электрона на внешнем уровне, следовательно, низшая степень окисления углерода: -4, например, в соединении Al4C3.


Фосфор – элемент V группы, следовательно, высшая степень окисления: +5,  например, в соединении P2O5.

15P  1s22s22p63s23p3  - 5ē на внешнем уровне, следовательно, низшая степень окисления фосфора: -3, например, в соединении PH3.


Сера – элемент VI группы, следовательно, высшая степень окисления: +6, например, в соединении SO3.

16S 1s22s22p63s23p4 - 6ē на внешнем уровне, следовательно, низшая степень окисления серы: -2, например, в соединении H2S.

 

Йод – элемент VII группы, следовательно, высшая степень окисления: +7, например, в соединении HIO4.

53I  1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p5 - 7ē на внешнем уровне, следовательно, низшая степень окисления йода: -1, например, в соединении HI.

Задача № 76

Нарисуйте энергетическую схему образования молекулярного иона Н2- и молекулы Н2 по методу молекулярных орбиталей. Где энергия связи больше? Почему?


Решение:

Н2-

 

Н2


Для того чтобы определить, где энергия связи больше, необходимо рассчитать порядок связи (n).

где: σ(π) – количество электронов на связывающих орбиталях;

σ*(π*) – количество электронов на разрыхляющих орбиталях.

Для иона Н2-:  для молекулы Н2:

По правилу, чем больше n, тем меньше длина связи и тем больше ее энергия, следовательно, в нашем случае в молекуле Н2 энергия связи больше, чем в ионе Н2-.


Задача № 154

На нейтрализацию 1 л раствора, содержащего 1,4 г КОН, требуется 50 см3 раствора кислоты. Вычислите молярную концентрацию эквивалента раствора кислоты.


Решение:

1. Вычислим молярную массу эквивалентов КОН по формуле:

,

где: Мэк – молярная масса эквивалентов вещества, г/моль;

М – молярная масса вещества, г/моль;

n (ОН-) – число ионов ОН- в основании.

г/моль.

2. Определим молярную концентрацию эквивалентов КОН по формуле:

,

где: Сэк - молярная концентрация эквивалентов вещества, моль/л;

m – масса растворенного вещества, г;

V – объем раствора, л.

моль/л.

3. Определим молярную концентрацию эквивалентов раствора кислоты по закону эквивалентов:

,

где: Сэк (1) и Сэк (2) - молярные концентрации эквивалентов веществ 1 и 2, моль/л;

V(1) и V(2) – объемы растворов веществ 1 и 2, мл.

1 л = 1000 мл, 50 см3 = 50 мл.

моль/л.


Ответ: Сэк (кислоты) = 0,5 моль/л или 0,5 н.


Задача № 196

Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями:

а) Zn2+ + H2S = ZnS + 2H+

б) HCO3- + H+ = H2O + CO2

в) Ag+ + Cl- = AgCl


Решение:

К ионам в левой части исходного уравнения допишем ионы с противоположными значениями заряда с таким коэффициентом, чтобы можно было составить формулы веществ. При этом учитываем, что исходные вещества должны быть достаточно хорошо растворимы в воде. Затем те же ионы с теми же коэффициентами пишем в правой части уравнения, получая при этом полное ионно-молекулярное уравнение. Объединяя ионы в молекулы, получим уравнение реакции в молекулярной форме.

а) Zn2+ + H2S = ZnS + 2H+

Zn2+ + 2Cl- + H2S = ZnS + 2H+ + 2Cl-

ZnCl2 + H2S = ZnS↓ + 2HCl

б) HCO3- + H+ = H2O + CO2

HCO3- + К+ + H+ + Сl- = H2O + CO2 + K+ + Cl-

KHCO3 + HCl = KCl + H2O + CO2↑

в) Ag+ + Cl- = AgCl

Ag+ + NO3- + Cl- + K+ = AgCl + NO3- + K+

AgNO3 + KCl = AgCl↓ + KNO3


Задача № 217

Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза соли, раствор которого имеет: а) щелочную реакцию; б) кислую реакцию.


Решение:

Гидролиз соли – взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита.

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты и основания. Все соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием, подвергаются гидролизу, сообщая раствору щелочную реакцию (рН > 7). Например, ацетат натрия СН3СООNa. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием, подвергаются гидролизу, сообщая раствору кислую реакцию (рН < 7). Например, хлорид аммония NH4Cl.

а) гидролиз ацетата натрия СН3СООNa

СН3СОО- + Н2О ↔ СН3СООН + ОН- - ионно-молекулярное уравнение

СН3СООNa + Н2О ↔ СН3СООН + NaОН – молекулярное уравнение

б) гидролиз хлорида аммония NH4Cl

NH4+ + Н2О ↔ NH4ОН + Н+

точнее:

NH4+ + Н2О ↔ NH3·Н2О + Н+ - ионно-молекулярное уравнение

NH4Cl + Н2О ↔ NH3·Н2О + Н+ - молекулярное уравнение


Задача № 222

Реакции выражаются схемами:

P + HIO3 + H2O → H3PO4 + HI

H2S + Cl2 + H2O → H2SO4 + HCl

Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое – восстановителем; Какое вещество окисляется, какое – восстанавливается.


Решение:

   0           +5                                             +5                  -1

P + HIO3 + H2O → H3PO4 + HI

Р0 - 5ē = Р5+         6     процесс окисления, восстановитель

I5+ + 6ē = I-       5     процесс восстановления, окислитель


6P + 5HIO3 + 9H2O → 6H3PO4 + 5HI


         -2            0                                        +6                       -1

H2S + Cl2 + H2O → H2SO4 + HCl

S2- - 8ē = S6+                 1     процесс окисления, восстановитель

Cl20 + 2ē =  2Сl-      4     процесс восстановления, окислитель


H2S + 4Cl2 + 4H2O → H2SO4 + 8HCl


Задача № 236

См. условие задачи 222.

HCl + CrO3 → Cl2 + CrCl3 + H2O

Cd + KMnO4 + H2SO4 → CdSO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O


Решение:

         -1           +6                      0            +3

HCl + CrO3 → Cl2 + CrCl3 + H2O

2Сl- - 2ē = Cl20            3     процесс окисления, восстановитель

Cr6+ + 3ē = Cr3+      2     процесс восстановления, окислитель


12HCl + 2CrO3 → 3Cl2 + 2CrCl3 + 6H2O


        0                +7                                                 +2                       +2

Cd + KMnO4 + H2SO4 → CdSO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

Cd0 - 2ē = Cd2+           5      процесс окисления, восстановитель

Mn7+ + 5ē = Mn2+       2      процесс восстановления, окислитель


5Cd + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5CdSO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O


Задача № 284

Если пластинку из чистого цинка опустить в разбавленную кислоту, то начавшееся выделение водорода вскоре почти прекращается. Однако при прикосновении к цинку медной палочки на последней начинается бурное выделение водорода. Дайте этому объяснение, составив электронные уравнения анодного и катодного процессов. Напишите уравнения протекающей химической реакции.


Решение:

При опускании пластинки из чистого цинка в разбавленную кислоту на его поверхности может образовываться нерастворимое соединение – Zn(OH)2, что ведет к торможению процесса. Когда к цинку прикасается медная палочка, возникает гальваническая пара, но электроны от цинка идут не на медь (которая в данном случае должна восстанавливаться), а на протон:


на аноде   Zn0 - 2ē = Zn2+

на катоде 2Н+ + 2ē = Н2

Zn + 2H+ = Zn2+ + H2


Задача № 308

Определите, чему равен заряд следующих комплексных ионов: [Cr(H2O)4Cl2], [HgBr4], [Fe(CN)6], если комплексообразователями являются Cr3+, Hg2+, Fe3+. Напишите формулы соединений, содержащих эти комплексные ионы.


Решение:

Для того чтобы определить заряд комплексных ионов необходимо знать заряд входящих в них лиганд: H2O – нейтральный лиганд; Cl, Br, CN – анионные лиганды с зарядом -1.

Z ([Cr(H2O)4Cl2]) = +3 + 4*0 + 2*(-1) = +1;

Z ([HgBr4]) = +2 + 4*(-1) = -2;

Z ([Fe(CN)6]) = +3 + 6*(-1) = -3.

Примеры соединений, содержащих эти комплексные ионы:

[Cr(H2O)4Cl2]Br, [Cr(H2O)4Cl2]NO3, [Cr(H2O)4Cl2]OH

K2[HgBr4], Na2[HgBr4], H2[HgBr4]

K3[Fe(CN)6], Fe3[Fe(CN)6]2, K2Na[Fe(CN)6]


Задача № 321

Какую степень окисления может проявлять водород в своих соединениях? Приведите примеры реакций, в которых газообразный водород окислитель и в которых – восстановитель.


Решение:

В соединениях водород может иметь степень окисления -1 и +1. Водород проявляет и восстановительные и окислительные свойства. Его восстановительная способность используется для получения некоторых простых веществ из оксидов и галидов:

    +2                0                0          +1

CuO + H2 = Cu + H2O

Cu2+ + 2ē = Cu0      1     окислитель

H20 - 2ē = 2H+         1    восстановитель

В  качестве окислителя водород взаимодействует с активными металлами:

         0           0                 +1   -1

2Na + H2 = 2NaH

Na0 - 1ē = Na+     2     восстановитель

H20 + 2ē = 2H-     1     окислитель


Задача № 341

Какую массу Na3PO4 надо прибавить к 500 л воды, чтобы устранить ее карбонатную жесткость, равную 5 ммоль/л.


Решение:

Карбонатной называется жесткость, вызванная присутствием той части катионов Са2+ и Mg2+, которая эквивалентна содержащимся в воде гидрокарбонатным ионам НСО3-. Иными словами, карбонатная жесткость вызвана присутствием гидрокарбонатов кальция и магния.

1. Определим содержание гидрокарбонатов в 500 л воды:

ммоль или 2,5 моль.

2. Определим количество вещества Na3PO4:

3Me(HCO3)2 + 2Na3PO4 = 6NaHCO3 + Me3(PO4)2

где: Ме – кальций или магний.

По уравнению реакции на 2Na3PO4 приходится 6 НСО3-, т.е.:

моль

3. Определим массу Na3PO4:

,

где: m – масса вещества, г;

М – молярная масса вещества, г/моль; М(Na3PO4) = 164 г/моль

г


Ответ: m(Na3PO4) = 136,6 г.


Список литературы


1.                Зубович И.А. Неорганическая химия: Учебник для технол. спец. вузов. – М.: Высшая школа, 1989.

2.                Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия: Учебник для вузов. – М.: Высшая школа, 1981.

3.                Зайцев О.С. Задачи, упражнения и вопросы по химии - М.: Химия, 1996

4.                Вовченко Г.Д. Третьяков Ю.Д. Общая химия, 1980

5.                Глинка Н.Л. Общая химия, 2000