Индивидуальные домашние задания по химии. Химия домашние задания

Методические указания включают индивидуальные домашние задания по следующим темам: классы неорганических соединений, химический эквивалент, строение атома, химическая связь, химическая термодинамика, химическая кинетика, концентрация растворов, ионные реакции и гидролиз солей, окислительно-восстановительные реакции, электрохимические процессы, свойства металлов.

2014-08-04

475.47 KB

230 чел.


Поделитесь работой в социальных сетях

Если эта работа Вам не подошла внизу страницы есть список похожих работ. Так же Вы можете воспользоваться кнопкой поиск


Федеральное агентство по образованию

Государственное образовательное учреждение высшего

профессионального образования

«ЧИТИНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ»

(ЧитГУ)

Индивидуальные домашние задания

по химии

Методические указания для студентов 1 курсов

нехимической специальности

Чита 2006

УДК 54(075)

ББК м 24

И – 602

    Индивидуальные домашние задания по химии: метод. указания для студентов 1 курса / Г.С. Сергеева [и др.] – Чита: ЧитГУ, 2006

    Методические указания включают индивидуальные домашние задания по следующим темам: классы неорганических соединений, химический эквивалент, строение атома, химическая связь, химическая термодинамика, химическая кинетика, концентрация растворов, ионные реакции и гидролиз солей, окислительно-восстановительные реакции, электрохимические процессы, свойства металлов.

    Методические указания разработаны к. хим. н. Г.С. Сергеевой, к. техн. н. С.В. Тютриной, Н.Н. Бурнашовой, Э.П. Старцевой, Ю.Е. Крюковой, к. хим. н. В.В. Лимберовой, Ф.Н. Бочарниковым, А.Н. Резайкиным.

    Утверждены и рекомендованы к изданию решением редакционно-издательского совета ЧитГУ.

Ответственный за выпуск к.хим.н. Г.С. Сергеева.

© Читинский государственный университет, 2006

© Г.С. Сергеева, С.В. Тютрина, 2006


Практика – критерий истинности

и научности знания

ПРЕДИСЛОВИЕ

    Настоящие методические указания предназначены для студентов первого курса технических (нехимических) специальностей. В работе представлены индивидуальные домашние задания по основным разделам общей химии в последовательности их усложнения.

    Получение полноценных знаний по химии основано на конкретном представлении об изучаемых веществах и их превращениях. Язык химии – формулы веществ и уравнения химических реакций. В формуле вещества закодирована информация о составе, структуре, реакционной способности этого вещества.  Уравнение реакции дает информацию о химическом процессе и его параметрах.

    Для решения задачи студент должен изучить теоретический материал, руководствуясь материалами лекций и учебником, из чего следует, что решение задач по химии способствует пониманию и закреплению теоретических знаний, приобретению навыков составления химических формул, написания уравнений химических реакций и проведению расчетов по ним.

    Выполнение индивидуальных домашних заданий стимулирует самостоятельную работу студента, прививает навыки работы с различными видами специальной литературы, развивает его способности мыслить самостоятельно и нестандартно.

ВВЕДЕНИЕ

    Химия, являясь одной из фундаментальных естественнонаучных дисциплин, изучает материальный мир, законы его развития, химическую форму движения материи. В настоящее время особое значение приобретает универсальность химических знаний по различным направлениям подготовки специалистов. Знание теории строения вещества, закономерностей химического взаимодействия, свойств простых и сложных веществ и систем на их основе в одинаковой степени нужны энергетику, горняку, механику, строителю и другим специалистам. При этом химические знания играют двоякую роль. С одной стороны они углубляют мировоззрение человека, позволяют ему понимать сложные процессы, происходящие в природе и технике, принимать осмысленные решения, направленные на достижение позитивного результата. С другой стороны химические знания приносят утилитарную пользу – они являются элементом энциклопедических знаний, культуры человека и позволяют получить очевидную выгоду от их применения.

    Самостоятельная работа, на которую выделяется значительная доля учебного времени, является важной формой развития инициативы студента. В процессе учебы самостоятельная работа по химии включает подготовку к практическим и лабораторным занятиям и завершается решением индивидуальных домашних заданий. Подготовка эта должна проводиться по лекционному материалу, учебникам и обязательно с карандашом в руке.

    Методические указания содержат индивидуальные задания по основным разделам общей химии. В каждой теме даны образцы примеров решения задач, которым должен следовать студент при выполнении домашнего задания.

1. КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

    В настоящее время известно более 100 тыс. неорганических веществ. Все неорганические вещества можно разделить на классы, каждый класс объединяет вещества, сходные по составу и по свойствам. Важнейшими классами сложных неорганических веществ являются: оксиды, основания, кислоты, соли.

    Пример 1. В каком количестве воды следует растворить 50 г CuSO45H2O, чтобы каждый грамм полученного раствора содержал 0,05г ионов меди?

 Решение. Найдем молекулярную массу CuSO45H2O и меди, т.к. 50 г CuSO45H2O содержат    г меди, то можно найти общую массу раствора: 0,05 г ионов меди содержится в 1 г раствора

12,73 г г раствора, тогда   г

Следовательно, необходимо добавить 254,6 – 50 = 204,6 г воды.

Вариант 1

  1.  Написать формулы ангидридов указанных кислот: Н2SO3, H4P2O7, HNO3, H3AsO4, H2Cr2O7.
  2.  Приведите примеры и напишите соответствующие уравнения реакций, доказывающих химические свойства: а) основного оксида; б) кислотного оксида; в) амфотерного оксида.
  3.  К раствору, содержащему 12,6 г HNO3,  добавили раствор, содержащий 7,2 г NaOH. Какое вещество и сколько его останется в избытке?

Вариант 2

  1.  Соли ZnSO4, Al2(SO4)3, Mg(NO3)2 представить как результат взаимодействия: а) металла с кислотой; б) основного и кислотного оксидов; в) основного оксида с кислотой; г) основания с кислотой. Написать уравнения соответствующих реакций.
  2.  Какие новые соли можно получить, имея в своем распоряжении следующие вещества: CuSO4, AgNO3, K3PO4, и BaCl2? Напишите уравнения соответствующих реакций и укажите названия полученных солей.
  3.  1 мл раствора содержит 0,014 г КОН. Сколько миллилитров такого раствора потребуется для нейтрализации 1,96 г H2SO4? Сколько миллилитров того же раствора потребуется для образования нормальной соли при взаимодействии с 1,906 г H3PO4?

Вариант 3

  1.  Можно ли осуществить в растворах указанные ниже реакции: CuSO4 + BaCl2 BaSO4 + CuCl2; FeS + K2SO4  FeSO4 + K2S;

    AgCl + KNO3  AgNO3 + KCl. Дайте мотивированный ответ, при-

    няв во внимание растворимость солей.

  1.  Написать графические формулы следующих солей: Ca(AlO2)2, Mg2P2O7, Ba(ClO4)2, Al(AsO2)3 и дать им названия.
  2.  Сколько NaCl следует растворить в 100 г воды для того, чтобы каждый гамм полученного раствора содержал 0,1 г NaCl?

Вариант 4

  1.  Какие из приведенных оксидов CO2, CaO, Fe2O3, SiO2, Al2O3 способны к солеобразованию с кислотами? Напишите уравнения их взаимодействия с азотной кислотой.
  2.  Можно ли приготовить раствор, содержащий одновременно:  Ba(OH)2 и HCl; CaCl2 и Na2CO3; NaCl и AgNO3; KCl и NaNO3. Укажите, какие комбинации невозможны и почему.
  3.  Какой объем кислоты, содержащей 73 г HCl в 1 л раствора потребуется для взаимодействия с 1 кг СаСО3?

Вариант 5

  1.  Напишите уравнения реакций, характеризующих амфотерные свойства Sb2O3, SnO, Cr2O3 и BeO.
  2.  Определите массу AgNO3, способную прореагировать с 27,03 г FeCl36H2O. Сколько AgCl образуется при этом?
  3.  Напишите графические формулы следующих веществ: Bi(OH)3, H2CrO4, H2SiO3. Какая степень окисления центрального атома в каждом отдельном случае?

Вариант 6

  1.  Напишите кислотные остатки перечисленных ниже кислых солей: NaHCO3, CaHPO4, KH2PO4, Ba(HSO3)2 и укажите их валентность.
  2.  После добавления BaCl2 в раствор, содержащий 1 г смеси K2SO4 и Na2SO4, образовалось 1,491 г BaSO4. В каком соотношении смешаны K2SO4 и Na2SO4?
  3.  Дайте названия следующим соединениям: Fe(OH)2, Fe(OH)3, Zn(OH)2, H2S, H2SO4, HPO3, Pb(OH)2, H2Se, Cr(OH)3.

Вариант 7

  1.  Напишите уравнения взаимодействия следующих веществ и назовите полученные соли:

    а) Al(OH)3 + SO2 =;  б) Ba(OH)2 + NO2 =;

    б) Fe(OH)3 + SO3 =; г) Ca(OH)2 + Cl2O =;

    в) Ca(OH)2 N2O5 =; е) Mg(OH)2 + Cl2O3 =.

  1.  Написать графические формулы следующих оксидов: Cr2O3, SiO2, N2O5, SO3, Mn2O7, MnO3, OsO4.
  2.  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?

Вариант 8

  1.  Составьте формулы соединений атомов элементов и дайте им название:

а) кремния – с азотом, бромом, серой, водородом и кальцием;

б) фосфора – с литием, индием, фтором, углеродом, бромом;

в) алюминия – с фтором, серой, азотом, углеродом и водородом;

г) бора – с фосфором, хлором, кислородом, мышьяком и йодом.

  1.  Напишите уравнения взаимодействия следующих веществ и назовите полученные соли:

а) Ba(OH)2 + N2O3 =; б) Bi2O3 + HNO3 =;

б) NaOH + Cl2O7 =; г) P2O5 + CaO =;

в) Ca(OH)2 + Cl2O7 =; е) Al(OH)3 + N2O3 =.

  1.  Сколько литров оксида углерода (IV) образуется при сжигании соединения массой 8 г, состоящего из 75 % углерода и 25 % водорода?

Вариант 9

  1.  Приведите примеры образования соли: а) из двух простых веществ; б) из двух сложных веществ; в) из простого и сложного вещества.
  2.  Вычислите процентное содержание хлора в веществе, 0,496 г которого образовали 1,284 г хлорида серебра.
  3.  Напишите реакции, с помощью которых можно получить азотную кислоту (учитывая возможность ее отделения от других продуктов реакции), если имеются в распоряжении такие вещества: KNO3, Pb(NO3)2, HCl, H2SO4.

Вариант 10

  1.  Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

а) BaO BaCl2  Ba(NO3)2  BaSO4;

б) MgSO4  Mg(OH)2  MgO MgSO4.

  1.  Для образования AgCl взаимодействием KCl с AgNO3 потребуется KCl на 10 г меньше, чем AgNO3. Вычислите массу AgNO3.
  2.  Составьте формулы следующих соединений: а) бромид лантана, хлорид-дигидросульфид стронция, пероксид кальция, арсенат аммония, хлорит бария, феррат калия; б) гидрокарбонат кальция, карбид кальция, тиосульфат калия, сульфид уранила, иодид ртути.

Вариант 11

  1.  Имеются следующие соединения: K2CO3, BaCl2, NaCl, K2SO4. Какие из них, взятые попарно, можно использовать для получения хлорида калия? Напишите соответствующие уравнения реакций.
  2.  Напишите эмпирические и графические формулы следующих солей: а) нитрата гидроксомагния, сульфата гидроксоцинка, хлорида гидроксожелеза (III); б) ортосиликата гидроксоалюминия, сульфата оксовисмута, карбонат гидроксокадмия.
  3.  Какие вещества образуются при взаимодействии 72 г магния с избытком оксида углерода (IV)? Вычислите их массы.

Вариант 12

  1.  Напишите уравнения реакций и дайте название полученным веществам:

а) Mg(OH)2 + HCl =; б) Fe(OH)3 + H3PO4  =;

б) Cu(OH)2 + H2SO4 =; г) Ba(OH)2 + H4P2O7 =;

в) Ca(OH)2 + H3PO4 =; е) Mg(OH)2 + H4SiO4 =.

  1.  При окислении фосфора было израсходовано 16 г кислорода. Полученный фосфорный ангидрид растворили в 50 см3 25 %-ного раствора гидроксида натрия, плотностью 1,28 г/см3. Какая соль при этом образовалась и какова ее массовая доля в растворе?
  2.  Какой из следующих гидроксидов обладает наиболее основным характером и почему: Ga(OH)3, In(OH)3 или Tl(OH)3?

Вариант 13

  1.  Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

а) PP2O5H3PO4Ca3(PO4)2 CaHPO4Ca(H2PO4)2;

б) KNO3O2CO2O2H2OO2P2O5.

  1.  Сколько граммов сернистого газа выделится при взаимодействии 6,4 г меди с концентрированной серной кислотой.
  2.  Составьте формулы нормальных и кислых солей угольной и мышьяковистой кислот и металлов калия и кальция.

Вариант 14

  1.  Как получить ортофосфорную кислоту из ее кальциевой соли Ca3(PO4)2? Хлорид меди CuCl2 из оксида меди CuO?
  2.  Какое количество серы выпадет в осадок при пропускании 11,2 л сероводорода (н.у.) через раствор, содержащий 41 г сернистой кислоты?
  3.  Написать эмпирические и графические формулы следующих кислых солей: а) гидросульфида бария; б) гидрокарбоната лития; в) гидроортоарсената алюминия.

Вариант 15

  1.  Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций следующих превращений:

а) Fe FeSO4  Fe(OH)2  Fe(OH)3  Fe2(SO4)3;

б) Fe Fe2O3  FeCl3  Fe(OH)3  K[Fe(OH)4].

  1.  Чему равны степень окисления и координационное число комплексообразователя в соединениях: [Cu(NH3)4]SO4, K2[PtCl6], Na3[Co(CN)6]? Напишите уравнения диссоциации этих комплексных соединений.
  2.  Можно ли приготовить растворы, которые содержали бы одновременно: AlCl3 и NaOH, Al2(SO4)3 и Ba(NO3)2, KAlO2 и HCl? Ответ мотивируйте соответствующими уравнениями реакций.

Вариант 16

  1.  Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций растворения гидроксида хрома(III) в растворах серной кислоты и гидроксида натрия. Сколько граммов Na[Cr(OH)4] образуется, если в реакцию вступило 32 г гидроксида натрия?
  2.  Какими физическими свойствами обладают кислоты? Какие индикаторы вы знаете, и как кислоты изменяют цвет индикаторов?
  3.  Напишите схемы образования молекул следующих соединений: а) CaS, FeCl2, Al2O3, CsF; б) BaO, Rb2S, AlF3, KBr.

Вариант 17

  1.  Напишите в полной и сокращенной ионной формах уравнения следующих реакций:  

а) Ca(NO3)2 + K2CO3 ; б) Na2SiO3 + Ba(OH)2 ;

б) Fe(OH)2 + HNO3 ; г) AlCl3 + AgNO3 ;

в) MgCO3 + HCl .

2. Оксид углерода можно получить при взаимодействии углерода с оксидом железа(III). Составьте уравнения реакции и вычислите, сколько литров оксида углерода(II) образуется из оксида железа(III) массой 80 г?

3. Переведите сульфат магния в основную и кислую соли, а гидрокарбонат железа и сульфит гидроксокальция в нормальные соли.

Вариант 18

  1.  Исходя из предложенных оксидов получите гидроксиды и дайте им название: CrO3, Ta2O5, MoO3, NiO, P2O5, Sb2O3, OsO4, Cl2O7. Укажите, к какому типу гидроксидов относится каждый из них.
  2.  Составьте уравнения реакций для следующих превращений: фосфор фосфорный ангидрид фосфорная кислота дигидрофосфат аммония фосфат аммония.
  3.  При взаимодействии избытка сульфата калия с раствором нитрата свинца(II) образовался осадок массой 9,09 г. Сколько граммов нитрата свинца(II) содержалось в растворе?

Вариант 19

  1.  Составьте формулы средних и основных солей железа(III) с серной и азотной кислотами. Дайте им названия.
  2.  Сколько Mn3O4 можно получить из 10 кг MnO2? Сколько кислорода выделиться при этом?
  3.  Составьте уравнения реакций между соответствующими кислотами и основаниями, приводящих к образованию следующих солей: Ni(NO3)2, NaHCO3, Na2HPO4, K2S, K2HAsO3, CaHPO4. Дайте названия данным солям.

Вариант 20

  1.  Составьте уравнения реакций получения кислых солей сернистой кислоты и металлов калия и кальция.
  2.  Запишите формулы следующих кислот: йодистоводородной, метафосфористой, сернистой, ортокремниевой, метавольфрамовой, метахромовой, ортоалюминиевой, хлорной и хлороводородной.
  3.  В какой массе воды следует растворить 8,5 г иодида калия, чтобы каждый грамм полученного раствора содержал 0,05 г иодид-ионов?

Вариант 21

  1.  Могут ли взаимодействовать друг с другом: ZnO и FeO, K2O и Al2O3, Na2O и MgO, CO2 и BaO, N2O5 и Fe2O3, Cl2O7 и Al2O3, SO3 и N2O5, P2O5 и K2O. Напишите уравнения возможных реакций, дайте соответствующие названия полученным соединениям.
  2.  Сколько молей азотной кислоты пойдет на нейтрализацию 11,1 г гидроксида кальция?
  3.  Напишите эмпирические и графические формулы следующих основных солей: нитрата дигидроксомагния, сульфата гидроксоцинка, хлорида гидроксожелеза(III).

Вариант 22

  1.  Запишите уравнения реакций, показывающих амфотерный характер оксидов бария, цинка, олова, алюминия и хрома.
  2.  Напишите уравнения образования основных солей из следующих веществ: а) гидроксида магния и соляной кислоты; б) гидроксида меди(II) и серной кислоты; в) гидроксида кальция и фосфорной кислоты; г) гидроксида железа(III) и сернистой кислоты. Напишите графические формулы полученных солей.
  3.  Оксид магния массой 15 г обработали раствором, содержащим 28 г серной кислоты. Сколько граммов соли образовалось?

Вариант 23

  1.  Напишите графические формулы следующих оксидов: Cr2O3, SiO2, N2O5, SO3, Mn2O7, MnO3, OsO4.
  2.  Какое количество цинка и 20 %-ной серной кислоты потребуется для получения 56 л водорода?
  3.  Допишите недостающие соединения в уравнениях химических реакций:

а) Na2O + =+ H2O; б) KOH +  =  + H2O;

б) + SO2 = ; г) H2SO4 + =  + H2O;

в) SiO2 + CaO = ; е) ZnS + = Zn(HS)2 +.

Вариант 24

  1.  Сколько граммов водорода можно получить при взаимодействии железа массой 11,2 г с соляной кислотой.
  2.  Допишите недостающие соединения в уравнениях реакций:

а) Zn(NO3)2 +  = ZnOHNO3; б) ZnSO4 + = Zn(HSO3)2 +;

б) Cu(HCO3)2 + = + H2O; г) FeOHSO4 + = + H2O.

3. Какие из перечисленных оксидов можно растворить в соляной кислоте, а какие в гидроксиде натрия: Rb2O, BiO, CaO, CuO, Al2O3, SO3 N2O5. Напишите уравнения возможных реакций и названия полученных веществ.

Вариант 25

  1.  Исходя из предложенных оксидов получите гидроксиды, укажите к какому типу гидроксидов они относятся: оксид калия, оксид бериллия, оксид магния, оксид хрома(III),  оксид хрома(VI), оксид тантала(V), оксид никеля, оксид алюминия(III), оксид молибдена (VI).
  2.  Смешали 7,3 г хлороводорода с 4 г аммиака. Сколько граммов хлорида аммония образуется? Избыток какого газа и в каком количестве останется после реакции?
  3.  Написать формулы следующих солей (приведя для каждой из них другое название): сернокислый магний, азотнокислый алюминий, хлорнокислый алюминий, хлорноватокислый алюминий, сернокислое железо-окисное, марганцовокислый калий.

2. ХИМИЧЕСКИЙ ЭКВИВАЛЕНТ

    Эквивалентом элемента называется такое его количество, которое присоединяет или замещает в химических реакциях 1 моль атомов водорода или ½ моль атомов кислорода.

    Пример 1. Определите эквивалент  и эквивалентные массы элементов в соединениях с водородом: H2O, HCl, PH3.

    Решение. Эквивалент есть количество вещества и выражается в молях.

Э = 1/В моль,

где Э – эквивалент элемента;

      В – валентность элемента.

    В указанных соединениях эквивалент кислорода равен 1/2 моль, эквивалент хлора равен 1 моль, а эквивалент фосфора 1/3 моль.

    Масса одного эквивалента элемента, выраженная в граммах, называется его эквивалентной массой (mэ).  

mэ = М/В г/моль,

где    М – молярная масса атома элемента;

 mэ(О) = 16/2 = 8 г/моль;

 mэ(Cl) = 35,5/1 = 35,5 г/моль;

 mэ(Р) = 30,9/3 = 10,3 г/моль.

    Пример 2. Определите эквивалентные массы следующих соединений: CO2, H2SO4, Cu(OH)2, MgCl2.

    Решение. Эквивалентные массы сложных веществ вычисляют по следующим формулам: mэ(оксида) = ,

где М – молярная масса оксида;

      n – число атомов элемента в оксиде;

      В – валентность элемента.

mэ (кислоты) = М (кислоты)/основность кислоты;

mэ (основания) = М (основания)/кислотность основания;

mэ (соли) = М (соли)/nВ;

где n – число атомов металла;

      В валентность металла.

mэ(CO2) = 44/1 4 = 11 г/моль; mэ(H2SO4) = 98/2 = 49 г/моль;

mэ(Cu(OH)2) = 98/2 = 49 г/моль; mэ(MgCl2) = 95/2 = 47,5 г/моль.    

    Пример 3. На нейтрализацию кислоты массой 2,18 г израсходовано KOH массой 2,49 г. Определите эквивалентную массу кислоты.

    Решение. Эквивалентную массу KOH рассчитаем по формуле:

mэ(KOH) = М(KOH)/кислотность = 56/1 = 56 г/моль.

    Эквивалентную массы кислоты определим исходя из закона эквивалентов: m(KOH)/m(кислоты) = mэ(KOH)/mэ(кислоты)  

=

=  = 49 г/моль

    Пример 4. Определите массу металла, вступившего в реакцию с кислотой, если при этом выделился водород объёмом 260 мл при нормальных условиях. Эквивалентная масса металла mэ(Ме) = 9 г/моль.

    Решение. Согласно закону эквивалентов массы (объёмы) реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их эквивалентным массам (объёмам).      

= ,

где VЭ(H2) – эквивалентный объём водорода равный 11,2 л.

         m(Me) =  = 90,26/11,2 = 0,2 г.

    Пример 5. Эквивалентная масса металла составляет 63,5 г/моль. Вычислите массовую долю металла (Ме) в его оксиде.

    Решение. Массовая доля кислорода в оксиде металла будет равна

100   (Ме). Согласно закону эквивалентов:   .

    Эквивалентная масса кислорода mэ(О) = 16/2 = 8 г/моль.

    Из уравнения выразим массовую долю металла

         =

8(Ме) = 6350 – 63,5 (Ме)

71,5(Ме) = 6350

(Ме) = = 88,8 %

    Пример 6. Из 3,85 г нитрата металла получено 1,60 г его гидроксида. Вычислите эквивалентную массу металла.

    Решение. Эквивалент (эквивалентная масса) химического соединения равен сумме эквивалентов (эквивалентных масс) составляющих его частей.

    Эквивалент (эквивалентная масса) гидроксида равен сумме эквивалентов (эквивалентных масс) металла и гидроксильной группы.

    Эквивалент (эквивалентная масса) соли равен сумме эквивалентов (эквивалентных масс) металла и кислотного остатка.

    Согласно закону эквивалентов:

Вариант 1

  1.  Определите эквивалентную массу металла в следующих соединениях: Mn2O7, Ba(OH)2, Ca3(PO4)2, FeSO47H2O.
  2.  При восстановлении водородом 1,34 г оксида металла до металла образовалось 0,324 г воды. Определите эквивалентную массу металла.
  3.  Алюминий массой 0,752 г при взаимодействии с кислотой вытеснил водород объёмом 0,936 л (н.у.). Определите эквивалентную массу алюминия.

Вариант 2

  1.  Вычислите эквивалентную массу гидроксида висмута(III) в реакциях взаимодействия с HCl при получении хлорида висмута и гидрохлорида висмута.
  2.  Элемент образует гидрид, где его массовая доля 75 %. Определите эквивалентную массу элемента.
  3.  При растворении в кислоте металла массой 11,9 г выделился водород объёмом 2,24 л (н.у.). Определите эквивалентную массу металла.

Вариант 3

  1.  Чему равна эквивалентная масса ZnSO4 в реакциях со щелочью, идущих с образованием Zn(OH)2, (ZnOH)2SO4, Na2[Zn(OH)4].
  2.  Для растворения металла массой 16,86 г потребовалась серная кислота массой   14,7 г. Вычислите эквивалентную массу металла.
  3.  На сжигание 0,5 г двухвалентного металла требуется 0,23 л кислорода (н.у.). Определите эквивалентную массу металла, укажите какой это металл.

Вариант 4

  1.  Определите эквивалент и эквивалентную массу серы в следующих соединениях: H2S, SO2, H2SO4.
  2.  Металл массой 0,150 г вытесняет из раствора никелевой соли никель массой    0,367 г, а из раствора кислоты – водород объёмом 140 мл (н.у.). Определите эквивалентную массу никеля.
  3.  Оксид марганца содержит 22,56 % кислорода. Вычислите эквивалентную массу марганца в оксиде и составьте его формулу.

Вариант 5

  1.  Эквивалентная масса некоторого элемента равна 24,99 г/моль. Вычислите: а) массовую долю кислорода в оксиде этого элемента;     б) объём водорода, который потребуется для восстановления 4,95 г      его кислородного соединения.
  2.  Вычислите эквивалентную массу H3PO4 в реакциях взаимодействия с КОН при получения: а) фосфата калия; б) дигидрофосфата калия; в) гидрофосфата калия.
  3.  На нейтрализацию 1 г основания израсходовано 2,14 г соляной кислоты. Определите эквивалентную массу основания.

Вариант 6

  1.  Мышьяк образует два оксида, массовая доля мышьяка в которых соответственно равна 65,2 и 75,7 %. Рассчитайте эквивалентную массу мышьяка в этих оксидах.
  2.  Найдите эквивалентную массу воды при реакции её а) с металлическим натрием; б) с оксидом натрия.
  3.  Вычислите эквивалентную массу цинка, если 1,168 г его вытеснили из кислоты 43,8 мл водорода, измеренного при н.у.

Вариант 7

  1.  На нейтрализацию 0,943 г фосфористой кислоты H3PO4 израсходовано 1,291 г гидроксида калия. Вычислите эквивалентную массу кислоты и её основность.
  2.  Вычислите эквивалент и эквивалентную массу хлорида алюминия в реакциях:

а) AlCl3 + 2NaOH = Al(OH)2Cl + 2NaCl;

б) AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3 + 3 NaCl.

3.  Чему равна эквивалентная масса металла, если его навеска массой 20 г вытесняет из кислоты водород объемом 7,01 л при н.у.

Вариант 8

  1.  На осаждение хлорида, содержащегося в 0,666 г соли, израсходовано 1,088 г. Вычислите эквивалентную массу соли.

2.  Определите эквивалент и эквивалентную массу гидроксида никеля в реакциях:

а) Ni(OH)2 + H2SO4 = NiSO4 + 2H2O;

б) 2Ni(OH)2 + H2SO4 = (NiOH)2SO4 + 2H2O.

3. Эквивалентная масса металла равна 29,36 г/моль. Сколько граммов этого металла  необходимо для вытеснения 105 мл водорода (н.у.) из кислоты?

Вариант 9

  1.  Определите эквивалентную массу двухвалентного металла, если из 48,15 г его оксида можно получить 88,65 г его нитрата. Укажите, какой это металл.
  2.  Вычислите эквивалентную массу металла в следующих соединениях: Ag2O, Al2(SO4)318H2O, CuCl.
  3.  Сколько эквивалентных масс кислорода содержится в 33,6 л его (н.у.)?

Вариант 10

  1.  Массовые доли галогена в галогениде металла соответственно равны 64,5 и 15,4 %. Определите эквивалентную массу металла, массу металла и объём выделившегося водорода (н.у.).
  2.  Для растворения 16,8 г металла потребовалось 14,7 г серной кислоты. Определите эквивалентную массу металла и объём выделившегося водорода (н.у.).
  3.  В каком количестве Cr(OH)3 содержится столько же эквивалентов, сколько в  174,96 г Mg(OH)2?

Вариант 11

  1.  Определите эквивалент и эквивалентную массу фосфора, кислорода и брома в соединениях PH3, H2O, HBr.
  2.  При пропускании H2S через раствор, содержащий 2,98 г хлорида некоторого одновалентного металла, образуется 2,2 г его сульфида. Вычислите эквивалентную массу металла.
  3.  Сколько металла, эквивалентная масса которого 12,16 г/моль, взаимодействует с 310 см3 кислорода (н.у.).

Вариант12

  1.  В состав оксида серебра входит 93,09 % серебра, а в состав иодида серебра – 45,95 % серебра. Найдите эквивалентную массу йода.
  2.  В какой массе гидроксида натрия содержится столько же эквивалентных масс, сколько содержится в 140 г КОН.
  3.  На сжигания 1,5 г двухвалентного металла требуется 0,69 л кислорода (н.у.). Вычислите эквивалентную массу и атомную массу этого металла.

Вариант 13

  1.  Напишите уравнения реакций Fe(OH)3 с соляной кислотой, при которых образуется: а) хлорид дигидроксожелеза; б) хлорид железа (III). Вычислите эквивалент и эквивалентную массу Fe(OH)3 в этих реакциях.
  2.  Определите эквивалентную массу серы, если 6,48 г металла образует 6,96 г оксида и 7,44 г сульфида.
  3.  При взаимодействии 3,24 г трёхвалентного металла с кислотой выделяются 4,03 л водорода (н.у.). Вычислите эквивалентную и атомную массы металла.

Вариант 14

  1.  Из 1,35 г оксида металла получается 3,15 г его нитрата. Вычислите эквивалентную массу этого металла.
  2.  Избытком соляной кислоты подействовали на растворы: а) гидрокарбоната кальция; б) дихлорида гидроксоалюминия. Напишите уравнения реакций этих веществ с HCl и определите их эквивалентные массы.
  3.  Сколько граммов металла, эквивалентная масса которого 12 г/моль, взаимодействует с 3,1 л кислорода (н.у.).

Вариант 15

  1.  4,086г металла вытесняют из кислоты 1,4 л водорода, измеренного при н.у. Эта же масса металла вытесняет 12,95 г свинца из растворов его солей. Вычислите эквивалентную массу свинца.
  2.  Вычислите эквивалент и эквивалентную массу бора, хрома и кальция в соединениях: B2O3; Cr(OH)3; Ca3(PO4)2.
  3.  Сколько эквивалентных масс содержится в 340 г нитрата серебра?

Вариант 16

  1.  При восстановлении 4,34 г оксида марганца алюминием получено 3,4 г оксида алюминия Al2O3. Вычислите эквивалентную массу марганца, его валентность и составьте формулу оксида марганца.
  2.  При окислении 0,24 г металла израсходовано 112 мл кислорода (н.у.). Определите эквивалентные массы металла и его оксида.
  3.  Эквивалентная масса элемента составляет 24,99 г/моль. Вычислите, сколько граммов водорода требуется для восстановления 4,95 г его соли.

Вариант 17

  1.  Эквивалентная масса металла равна 56,2 г/моль. Вычислите процентное содержание этого металла в его оксиде.

2. Определите эквивалент и эквивалентную массу гидроксида алюминия в реакциях:

а) Al(OH)3 + HNO3 = AlOH(NO3)2 + H2O;

б) Al(OH)3 + 3HNO3 = Al(NO3)3 + 3H2O.

3.  Одна и та же масса металла соединяется с 1,591 г галогена и с 70,2 мл кислорода (н.у.). Вычислите эквивалент галогена.

Вариант 18

  1.  На восстановление 2,33 г хлорида циркония до свободного израсходовано 0,48 г магния. Эквивалентная масса магния равна 12 г/моль. Определите эквивалент циркония и его валентность.
  2.  Вычислите эквивалентную массу KHSO4 в следующих реакциях:

а) KHSO4 + BaCl2 = BaSO4 + KCl + HCl;

б) KHSO4 + KOH = K2SO4 + H2O.

3. Элемент образует оксид, содержащий 31,58 % кислорода. Вычислите эквивалент элемента.

Вариант 19

  1.  Определите эквивалентные массы следующих кислот: HClO; H2SiO3; HMnO4; H2SnO3.
  2.  Вещество содержит 39 % серы, эквивалентная масса которой 16 г/моль и мышьяк. Вычислите эквивалентную массу и валентность мышьяка, составьте формулу этого вещества.
  3.  1 г металла соединяется с массой хлора, занимающей объём 336 мл (н.у.). Вычислите эквивалент металла.

Вариант 20

  1.  При сгорании серы в кислороде образовалось 12,8 г SO2. Сколько эквивалентов кислорода требуется на эту реакцию. Чему равны эквиваленты серы и её оксида.
  2.  Определите эквивалентную массу H2SO3 в реакциях образования: а) сульфита лития; б) гидросульфита лития.
  3.  0,934 г металла вытеснили из соляной кислоты 348 мл водорода (н.у.). Вычислите эквивалент металла.

Вариант 21

  1.  Путём разложения нагреванием 0,26 г оксида серебра получено 0,243 г металлического серебра. Определите эквивалентную массу серебра.
  2.  Вычислите эквивалентную массу гидроксида меди(II) в реакциях взаимодействия с HCl при получении а) хлорида меди; б) гидроксохлорида меди.
  3.  Эквивалент металла равен 8,99. Какой объём водорода (н.у.) выделится при взаимодействии 0,4495 г металла с соляной кислотой.

Вариант 22

  1.  При взаимодействии ортофосфорной кислоты со щелочью образовалось соль Na2HPO4. Найти для этой реакции эквивалентную массу ортофосфорной кислоты.
  2.  В состав метана входит 25 % водорода и 75 % углерода. Чему равна эквивалентная масса углерода.
  3.  Вычислите эквивалент металла и его оксида, зная, что 0,304 г металла вытесняет из кислоты 0,282л кислорода (н.у.).

Вариант 23

  1.  Определите эквивалентную массу гидроксида магния в реакциях:

а) Mg(OH)2 + HBr = MgOHBr +H2O;

б) Mg(OH)2 + 2HBr = MgBr2 + 2 H2O.

2. При восстановлении 1,506 г оксида олова водородом образовалось 0,36 г воды. Определите эквивалентную массу олова и его валентность. Напишите формулу оксида олова.

3. Какой объём водорода (н.у.) выделится при взаимодействии 3,6 г металла с кислотой, эквивалентная масса которого равна 12 г/моль?

Вариант 24

  1.  Определите эквивалентные массы следующих солей: NaNO2, Cr2(SO4)3, CH3COOH, MgOHNO3, LiHSO4.
  2.  Эквивалентная масса металла равна 56,2 г/моль. Вычислите процентное содержание этого металла в его оксиде.
  3.  При взаимодействии 3,182 г галогена израсходовано 140,4 мл кислорода (н.у.). Вычислите эквивалент галогена и назовите его.

Вариант 25

  1.  Эквивалентная масса металла равна 29,36 г/моль. Сколько граммов этого металла необходимо для вытеснения 105 мл водорода (н.у.)?
  2.  Определите эквивалент фосфора в соединениях: PH3, P2O5, P2O3, H3PO3.
  3.  Одна и та же масса металла соединяется с 1,591 г галогена и 70,2 см3 кислорода при н.у. Вычислите эквивалентную массу галогена.

3. СТРОЕНИЕ АТОМА

    Пример 1. Напишите электронные формулы атомов углерода и серы и формулы соединений их  с кислородом и водородом.

Решение. Электронная формула атома углерода 6С 1s22s22p2, он имеет четыре валентных электрона, для него характерны степени окисления +2,  +4, –4 (до восьмиэлектронного внешнего уровня не достает 4 электрона). С+2О – оксид углерода(II), С+4O2 – оксид углерода(IV),  C-4H4 – метан. Электронная формула атома серы  16S 1s22s2p63s23p4. Для серы характерны степени окисления –2, +4, +6. S+4O2 – оксид серы(IV), S+6O3  – оксид серы(VI), H2S–2  – гидрид серы (II).

    Пример 2. Изобразите электронные и электронно-графические формулы атомов 5В и 21Sc. Укажите валентные электроны. К какому семейству относятся атомы данных элементов?

  

 Решение. Электронная формула атома бора  5В 1s22s22p1

      валентные электроны    

                                                               

Ответ: бор относится к р – элементам

21Sc  1s22s22p63s23p63d14s2

Ответ: скандий относится к d-элементам.

    Пример 3. Рассчитайте среднюю массу атома хлора.

    Решение. Молярная масса атома хлора равна 35,45 г моль-1. 1 моль любого вещества содержит 6,02 · 10 23 (число Авогадро, NА) структурных единиц, например, атомов.

                            6,02 · 1023 атомов хлора имеют массу 35,45 г

1 атом  >>>>>>>>>>>>>>>> Х

Х=

Ответ: mCl = 5,8910 –23 г.

    Пример 4. Рассчитайте радиус атома магния Mg=1,74 г см -3.

    Решение. В твердом состоянии  атомы многих металлов образуют так называемую плотнейшую упаковку. В плотнейшей упаковке атомы (шары) занимают 74 % объема.  Объем одного атома V= , один моль атомов (NА) имеет объем  Vмоль =  см 3. Этот объем составляет 74 % молярного объема Vмоль. Отсюда = 0,74Vмоль = 0,74, где АMg – молярная масса магния.

АMg = 24,3 г ∙ моль-1.    r =

Ответ: rMg  =  0,16 нм.

Пример 5. Из какого числа атомов состоят 1г и 1 см3   магния?   

        Решение. 6,021023 атомов магния имеют массу 24,3 г    

                                 Х >>>>>>>>>>>>>>>>>>>>>>         1г

Х =   

 Плотность магния ρ = 1,74 г см –3, следовательно, 1 см 3 имеет массу 1,74 г.

6,0210 23 атомов магния имеют массу 24,3 г

 Y   >>>>>>>>>>>>>>>>>>>>>>>>> 1,74 г

Y =

Ответ: n1 = 2,48 10 22 ат; n2 = 4,31 10 22  ат.

Вариант 1

  1.  Напишите электронные формулы атомов с зарядом ядра 8 и 19. Составьте графические схемы заполнения электронами валентных орбиталей этих атомов.
  2.  Почему у элементов седьмой группы марганца преобладают металлические свойства, а у хлора – неметаллические? Ответ мотивируйте, исходя из электронного строения атома этих элементов. Напишите формулы высших оксидов элементов и соответствующих им гидроксидов.
  3.  Рассчитайте среднюю массу атомов циркония и гафния.

Вариант 2

  1.  Какие  орбитали атома заполняются электронами раньше 4d или 5s; 6s или 5p? Почему? Составьте электронную формулу атома элемента, порядковый номер которого 21.
  2.  Почему у элементов пятой  группы ванадия преобладают металлические свойства, а у фосфора – неметаллические? Ответ мотивируйте, исходя из электронного строения атома этих элементов. Напишите формулы высших оксидов элементов и соответствующих им гидроксидов.
  3.  Рассчитайте среднюю массу атомов водорода и селена.

Вариант 3

  1.  Составьте электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 8 и 25. Какие электроны этих атомов являются валентными?
  2.  Какую низшую степень окисления проявляют сера и азот. Почему?  Составьте формулы соединений кальция с атомами данных элементов в этой степени окисления и  назовите их.
  3.  Рассчитайте среднюю массу и размер атома железа. ρFe = 7,8 г·см –3.

Вариант 4

  1.  Составьте электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 13 и 22. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов?
  2.  Какие степени окисления может проявлять атом марганца? Ответ мотивируйте, исходя из электронного строения атома. Напишите формулы соответствующих оксидов и гидроксидов.
  3.  Пылинка алюминия имеет массу 10 –8 г. Из какого числа атомов она состоит. ρAl  = 2,7 г · см –3.

Вариант 5

  1.  Напишите электронно-графическую формулу атома серы в состоянии, предшествующем образованию ею соединения SF6.
  2.  Какие степени окисления может проявлять атом хрома. Ответ мотивируйте, исходя из электронного строения атома. Напишите формулы соединений, соответствующих этим степеням окисления, назовите их.
  3.  Рассчитайте среднюю массу атомов циркония и гафния.

Вариант 6

  1.  Составьте электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 15 и 25. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов?
  2.  Какие степени окисления может проявлять атом селена? Ответ мотивируйте, исходя из электронного строения атома. Напишите формулы  соединений, соответствующих этим степеням окисления, назовите их.  
  3.  Рассчитайте среднюю массу и размер атома кальция.

ρСa =1,54 г · см –3.

Вариант 7

  1.  Запишите электронные формулы атомов с зарядом ядра 9 и 20. Составьте графические схемы заполнения электронами валентных орбиталей этих атомов.
  2.  Какие степени окисления может проявлять атом титана? Ответ мотивируйте, исходя из электронного строения атома. Напишите формулы  соединений, соответствующих этим степеням окисления, назовите их.
  3.  Рассчитайте среднюю массу и размер атома кобальта.                           ρСо = 8,84 г · см –3.

Вариант 8

  1.  Определите положение атома элемента в периодической системе по его электронной формуле:  2s22p3; 3s23p5; 4s23d8.
  2.  Какие степени окисления может проявлять атом железа? Ответ мотивируйте, исходя из электронного строения атома. Напишите формулы соответствующих оксидов и гидроксидов.
  3.  Из какого числа атомов состоят 2 г  и 1 см 3 никеля.

     ρNi  = 8,9 г · см –3.

Вариант 9

  1.  Составьте электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 11 и 22. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов?
  2.  Составьте формулы оксидов и гидроксидов атомов элементов третьего периода, отвечающие их высшей степени окисления. Как изменяются кислотно-основные свойства этих соединений?
  3.  Рассчитайте среднюю массу атомов цинка и кадмия.

Вариант 10

  1.  Определите положение атома элемента в периодической системе по его электронной формуле:  2s22p5; 3s23p2; 4s23d10.
  2.  Какие степени окисления может проявлять атом водорода?  Ответ мотивируйте, исходя из электронного строения атома. Напишите формулы соединений, соответствующих этим степеням окисления, назовите их.
  3.  Рассчитайте среднюю массу атомов натрия и цезия.

Вариант 11

  1.  Составьте электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 17 и 25. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов?
  2.  Какие степени окисления может проявлять атом серы? Ответ мотивируйте, исходя из электронного строения атома. Напишите формулы соединений, соответствующие этим степеням окисления, назовите их.
  3.  Рассчитайте среднюю массу и размер атома серебра.

ρAg=10,5 г  см –3.

Вариант 12

  1.  Структура валентного электронного слоя атома выражается формулой: 2s22p4; 3s23p5; 3d54s1. Определите порядковый номер и название элемента.
  2.  Какие степени окисления может проявлять атом углерода?  Ответ мотивируйте, исходя из электронного строения атома. Напишите формулы соединений, соответствующих этим степеням окисления, назовите их.

3.  Сколько атомов кальция содержится в 1 см 3, чему равна плотность

кальция, если мольный объем его Vмоль = 25,9 см 3  · моль–1.

Вариант 13

  1.  Составьте электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 18 и 26. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов?
  2.  Какой из элементов 23V или 33As обладает более выраженными металлическими свойствами? Ответ мотивируйте, исходя из электронного строения атома. Напишите  возможные формулы оксидов и гидридов этих элементов.
  3.  Рассчитайте среднюю массу и размер атома бериллия.

ρBe  = 1,86 г  см –3.

Вариант 14

  1.  Запишите электронные формулы атомов с зарядом ядра 16 и 22. Составьте графические схемы заполнения электронами валентных орбиталей этих атомов.
  2.  Сравните радиусы атомов и восстановительную способность: 20Ca и 38Sr; 20Ca и 30Zn. Ответ мотивируйте, исходя из электронного строения атома. Напишите формулы оксидов и гидроксидов этих металлов.
  3.  Рассчитайте среднюю массу атомов серебра и золота.

Вариант 15

  1.  Электронная структура атома описывается формулой: а) 1s22s22p6; б) 1s22s22p63s23p63d34s2. Какой это элемент?
  2.  Какую низшую и высшую степень окисления проявляют атомы углерода и серы. Ответ мотивируйте, исходя из электронного строения атома. Составьте формулы соединений данных элементов, отвечающие этим степеням окисления.
  3.  Рассчитайте среднюю массу и размер атома циркония.

ρZr  = 6,52 г · см –3.

Вариант 16

  1.  Составьте электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 14 и 24. Какие электроны этих атомов являются валентными?
  2.  Сравните радиусы атомов и восстановительную способность: 19К и 29Cu; 19К  и 37Rb. Ответ мотивируйте, исходя из электронного строения атома. Напишите формулы оксидов и гидроксидов этих металлов.
  3.  Рассчитайте среднюю массу и размер атома олова. ρSn = 7,3 г · см –3.

Вариант 17

  1.  Атому какого из элементов отвечает каждая из приведенных электронных формул: 2s22p4; 3s23p6; 4s23d10? Напишите полную электронную формулу.
  2.  Какие степени окисления может проявлять атом хлора?  Ответ мотивируйте, исходя из электронного строения атома. Напишите формулы соединений, соответствующих этим степеням окисления, назовите их.
  3.  Сколько атомов кальция содержится в 1 г и в 2 см3?                               ρCa  = 1,55 г · см –3.

Вариант 18

  1.  Составьте электронные и графические формулы атома 17Cl в нормальном и возбужденных состояниях.
  2.  Почему у элементов шестой группы хрома преобладают металлические свойства, а у селена  – неметаллические? Ответ мотивируйте, исходя из электронного строения атома этих элементов. Напишите формулы высших оксидов элементов и соответствующих им гидроксидов.
  3.  Рассчитайте среднюю массу и размер атома висмута.                             ρBi  = 9,84 г · см –3.

Вариант 19

  1.  Составьте электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 20 и 30. Какие электроны этих атомов являются валентными?
  2.  Какие степени окисления может проявлять атом  33As?  Ответ мотивируйте, исходя из электронного строения атома. Напишите формулы соединений, соответствующие этим степеням окисления, назовите их.
  3.  Вычислите среднюю массу и размер атома титана. ρTi =4,49 г · см –3.

Вариант 20

  1.  Составьте электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 11 и 16. Какие электроны этих атомов являются валентными? Составьте формулы соединений, в которых они проявляют высшую и низшую степени окисления.
  2.  Какую высшую и низшую степени окисления проявляют водород, фтор и кислород? Ответ мотивируйте, исходя из электронного строения атома. Составьте формулы соединений данных элементов, отвечающие этим степеням окисления.
  3.  Рассчитайте среднюю массу атомов олова и свинца.

Вариант 21

  1.  Атому какого из элементов отвечает каждая из приведенных электронных формул: 2s22p2; 3s23p6; 4s23d5? Напишите полную электронную формулу.
  2.  Какую высшую степень окисления проявляют 22Ti и 25Mn? Ответ мотивируйте, исходя из электронного строения атома. Составьте формулы оксидов и гидроксидов данных элементов, отвечающих этой степени окисления.
  3.  Рассчитайте среднюю массу и размер атома хрома. ρCr =7,2 г · см –3.

Вариант 22

  1.  Напишите электронные формулы атомов с зарядом ядра 19 и 21. Составьте графические схемы заполнения электронами валентных орбиталей этих атомов.
  2.  Какие степени окисления может проявлять атом  34Se?  Ответ мотивируйте, исходя из электронного строения атома. Напишите формулы соединений, соответствующие этим степеням окисления, назовите их.
  3.  Сколько атомов содержится в 1 г титана? Каков радиус атома титана? Мольный объем титана Vмоль = 10,72 см 3  · моль–1.

Вариант 23

  1.  Назовите атомы элементов, имеющие по одному электрону на орбиталях 3p, 3d. Напишите их электронные формулы.
  2.  Составьте электронные и графические формулы атома 16S в нормальном и возбужденных состояниях. Как объясняет спиновая теория наличие у серы четной переменной валентности. Составьте формулы соединений серы, отвечающие этим валентностям.
  3.   Рассчитайте массу атома и плотность титана   4822Ti, если мольный объем его Vмоль = 10,72 см 3  · моль–1.

Вариант 24

  1.  Назовите элементы четвертого периода, атомы которых содержат максимальное число непарных электронов на d-орбиталях, p-орбиталях. Напишите их электронные формулы.
  2.  Составьте электронные и электронно-графические формулы атома 15P в нормальном и возбужденных состояниях. Составьте формулы соединений, в которых фосфор проявляет характерные для него степени окисления. Назовите соединения.
  3.  Рассчитайте среднюю массу и размер атома свинца.

ρPb = 6,62 г ·см –3.

Вариант 25

1.  Напишите электронно-графическую формулу атома серы в состоянии, предшествующем образования ею соединения SF6.

2.  Почему у элементов седьмой группы марганца преобладают металлические свойства, а у хлора – неметаллические? Ответ мотивируйте, исходя из электронного строения атома этих элементов. Напишите формулы высших оксидов элементов и соответствующих им гидроксидов.

  1.  Сколько атомов бериллия содержится в 1 см 3 и чему равна плотность бериллия, если мольный объем его Vмоль = 5 см 3  · моль–1.

  1.  ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ

  

    Пример 1. Дипольный момент молекулы HCN равен 0,9710-29 Клм. Определите длину диполя молекулы HCN.

    Решение. Полярность связи характеризуется величиной дипольного момента . Дипольный момент равен -l, где е-– заряд электрона (1,60210-19 Кл); l — длина диполя, м. Длина диполя l равна

    Пример 2. Какой вид гибридизации электронных облаков имеет место в атоме кремния при образовании молекулы SiF4? Какова пространственная структура этой молекулы?

    Решение. В возбужденном состоянии структура внешнего энергетического уровня атома кремния следующая:

3s     

3pх

3pу

3pz

                         3s                     3p

    В образовании химических связей в атоме кремния участвуют электроны третьего энергетического уровня: один электрон в s-состоянии и три электрона в р-состоянии. При образовании молекулы SiF4 возникают четыре гибридных электронных облака (sp3-гибридизация). Молекула SiF4 имеет пространственную тетраэдрическую конфигурацию.

    Пример 3. Опишите с помощью метода молекулярных орбиталей молекулу Н20.

    Решение. В методе молекулярных орбиталей молекула рассматривается как единая система, содержащая ядра и электроны. При образовании молекулы возникают молекулярные орбитали двух видов –связывающие и разрыхляющие. Если при образовании молекулы из атомов переход электрона на молекулярную орбиталь будет сопровождаться уменьшением энергии, то такая молекулярная орбиталь является связывающей. В случае, если переход электрона на молекулярную орбиталь сопровождается увеличением энергии, то такая молекулярная орбиталь будет разрыхляющей.

    Электроны в молекулах располагаются на -, -  и -молекулярных орбиталях. -орбиталь может быть скомбинирована из s-атомных орбиталей, причем образуются молекулярные орбитали   двух   типов:    связывающие    (св)    и    разрыхляющие (разр):

св1s и разр1s (или св2s и разр2s),      

-молекулярные орбитали могут быть образованы и перекрыванием 2pх-атомных орбиталей. При перекрывании 2pу и 2pz-атомных орбиталей образуются у- и z_ молекулярные орбитали. Порядок размещения электронов по молекулярным орбиталям тот же, что и в случае атомных орбиталей: прежде всего заполняются орбитали с низкой энергией. Заполнение молекулярных орбиталей подчиняется принципу Паули (на каждой орбитали может быть не более двух электронов с противоположными спинами) и правилу Гунда.

    В молекуле воды 8 валентных электронов, 6 от атома кислорода (2s22p4) и 2 от двух атомов водорода (1s).

Молекулярные орбитали воды образуются за счет перекрывания 2s- и 2p-орбиталей атома кислорода и 1s-орбиталей двух атомов водорода. Всего образуется 6 валентных молекулярных орбиталей (число молекулярных орбиталей во внешнем слое молекулы равно сумме валентных атомных орбиталей составляющих ее атомов).

При перекрывании 2рх_ орбитали атома кислорода и ls-орбиталей двух атомов водорода возникают две молекулярные орбитали: хсв и хразр. Перекрывание 2s- и 2pz-орбиталей атома кислорода с ls-орбиталями двух атомов водорода приводит к образованию еще трех молекулярных орбиталей: sсв и zразр и почти несвязывающей z. 2ру_ орбиталь атома кислорода не перекрывается с ls-орбиталями атомов водорода и поэтому является несвязывающей у- орбиталью.

Восемь валентных электронов в молекуле воды на молекулярных орбиталях располагаются следующим образом: Н2О [(sсв)2(хсв)2(z)2(у)2].

Энергетические уровни орбиталей молекулы Н2О изображают диаграммой

  

    Пример 4. Определите тип гибридизации орбиталей центрального атома в частице Н3О+. Назовите и изобразите геометрическую форму этой частицы.

    Решение.

(донор)

(акцептор)

3-связи

sp3-гибридиза-

ция, незавер-

шенный тетраэдр

    

    Образование -связей между атомами А и В не влияет на геометрию молекул и в схеме не указывается, но должно быть учтено  в пространственных изображениях частиц. Когда число , -связанных концевых атомов В (чаще других элементов-атомов кислорода) больше одного, то -связь изображается пунктиром. При наличии -связывания симметричность направленности химических связей не уменьшается.  

    Пример 5. Определите тип гибридизации  орбиталей центрального атома в частице NO2. Назовите и изобразите  геометрическую форму этой частицы.

    Решение.

N+4+2O-2=NO2

N+4=[2He]2s12p0

(акцептор)

O-2==[2He]2s22p6(донор)

2, -связи

sp2-гибридиза-

ция, незавер-

шенный треугольник

Вариант 1

  1.  Покажите, какие орбитали и как участвуют в образовании химических связей в частицах:  NF3, LiClO.
  2.  Составьте энергетическую диаграмму молекулярных орбиталей (МО) для частиц и определите порядок связи в них: Cl2, Pb2+, HJ.
  3.  Дипольный момент молекулы НСl равен 1,06 Д. Вычислить длину диполя.

Вариант 2

  1.  Покажите, какие орбитали и как участвуют в образовании химических связей в частицах: ОF2, SCl2. Геометрия частиц.
  2.  Составьте энергетическую диаграмму МО для частиц и определите порядок связи в них: Li2, B2, Si2.
  3.  Длина диполя молекулы фтороводорода равна 410-11 м. Вычислить её дипольный момент в дебаях и кулон-метрах.

Вариант 3

  1.  Покажите какие орбитали и как участвуют в образовании химических связей в частицах:  CO, LiClO. Геометрия частиц.
  2.  Составьте энергетическую диаграмму МО для частиц и определите порядок связи в них: J2, C2, S2.
  3.  Дипольные моменты воды и сероводорода равны соответственно 1,84 и 0,94 Д. Вычислить длины диполей. В какой молекуле связь более полярна?

Вариант 4

  1.  Напишите графические формулы следующих частицах: HBO2, B2O2.
  2.  Составьте энергетическую диаграмму МО для частиц и определите порядок связи в них: Se2, N2, P2.
  3.  Длина диполя молекулы аммиака равна 0,310-8 см. Вычислить дипольный момент.

Вариант 5

  1.  Определите тип гибридизации орбиталей центрального атома в следующих частицах: BBr3, CCl4. Назовите и изобразите геометрическую форму этих частиц.
  2.  Составьте энергетическую диаграмму МО для частиц и определите порядок связи в них: Sn2, Na2, P2.
  3.  Дипольный момент молекулы НВr равен 0,8 Д. Вычислить её длину диполя в Ǻ.

Вариант 6

  1.  Определите тип гибридизации орбиталей центрального атома в частицах: PCl5, AlBr3. Назовите и изобразите геометрическую форму этих частиц.
  2.  Составьте энергетическую диаграмму МО для частиц и определите порядок связи в них: He2, Be2, Ne2.
  3.  Дипольный момент молекулы составляет 3,310-31 Клм. Вычислить эту величину в дебаях. Вычислить её длину диполя в Ǻ.

Вариант 7

  1.  Определите тип гибридизации орбиталей центрального атома в следующих частицах: SF6, SnH4. Назовите и изобразите геометрическую форму этих частиц.
  2.  Докажите с позиций метода МО какие из ниже перечисленных частиц не могут существовать в устойчивом состоянии: H+2, H2, H-2.
  3.  Дипольный момент молекулы НCN равен 2,9 Д. Вычислить  длину диполя.

Вариант 8

  1.  Определите тип гибридизации орбиталей центрального атома в следующих частицах: BeCl2, CF4. Геометрия молекул.
  2.  Используя метод МО, определите и докажите, какие из приведенных ниже веществ относятся к диамагнитным, а какие к парамагнитным: O2, He2+, N2.
  3.  Дипольный момент молекулы аммиака равен 1,48 Д. Выразить эту величину в Клм. Вычислить  длину диполя.

Вариант 9

  1.  Покажите какие орбитали и как участвуют в образовании химических связей в частицах: NO2, N2O. Геометрия частиц.
  2.  Составьте энергетическую диаграмму МО частиц NO+, NO-, NO  и сравните их кратность и энергию связей.
  3.  Длина диполя СН3Сl равна 0,3810-8 см. Вычислить дипольный момент.

Вариант 10

  1.  Какие орбитали участвуют в образовании химических связей в частицах: BeO, SCl2? Геометрия частиц.
  2.  Сравните кратность и энергию связей в ряду частиц O2, O2-, O22-.   Составьте энергетическую диаграмму МО этих частиц.
  3.  Дипольный момент СН3ОН равен 1,68 Д. Выразить данную величину в Клм. Вычислить длину диполя.

Вариант 11

  1.  Какую геометрическую форму имеют нижеперечисленные частицы, и какие орбитали определяют их строение: SCl2, AlCl3?
  2.  Составьте энергетическую диаграмму МО частиц CO+, CO-, CO. Сравните кратность, энергию связей и магнитные свойства частиц.
  3.  Дипольный момент молекулы воды равен 1,84 Д. Выразить эту величину в Клм. Вычислить  длину диполя.

Вариант 12

  1.  Определите тип гибридизации орбиталей центрального атома в следующих частицах: BeF2, AlJ3. Назовите и изобразите геометрическую форму этих частиц.
  2.  Составьте энергетическую диаграмму МО для частиц F2-, Br2-, JF   и определите порядок связи в них.
  3.  Длина диполя молекулы НСl равна 0,2210-8см. Вычислить дипольный момент в Клм.

Вариант 13

  1.  Определите тип гибридизации орбиталей центрального атома в следующих частицах: PbCl2, AsF3. Назовите и изобразите геометрическую форму этих частиц.
  2.  Составьте энергетическую диаграмму МО для частиц Ar2, Te2+, Si2+.
  3.  Дипольный момент молекулы сероводорода равен 0,94 Д. Выразить эту величину в Клм. Вычислить  длину диполя.

Вариант 14

  1.  Докажите какие атомные орбитали участвуют в образовании частиц: SF4, PCl5? Геометрия частиц.
  2.   Составьте энергетическую диаграмму МО для частиц: Na2+, He2+, NS+. Определите порядок связи в них.
  3.  Дипольный момент фтороводорода 1,94 Д. Выразить данную величину в Клм. Вычислить  длину диполя.

Вариант 15

  1.  Определите тип гибридизации орбиталей центрального атома в следующих частицах: BeF2, AlJ3. Назовите и изобразите геометрическую форму этих частиц.
  2.  Составьте энергетическую диаграмму для частиц LiBr, SeO, Rb2+. Определите порядок связи в них.
  3.  Дипольный момент молекулы NO равен 0,05310-29 Клм. Вычислите длину диполя молекулы NO.

Вариант 16

  1.  Определите тип гибридизации орбиталей центрального атома в следующих частицах: ClF5, SbJ3. Геометрия молекул.
  2.  Составьте энергетическую диаграмму МО для частиц: SiC, JCl, NO.
  3.  Дипольный момент молекулы NO2 равен 0,09110-29 Клм. Найдите длину диполя этой молекулы.

Вариант 17

  1.  Изображая перекрывание электронных облаков, покажите образование - связи в частицах: Br2 и HBr. Геометрия частиц.
  2.  Составьте энергетическую диаграмму МО для частиц: NS+, CN, BO. Определите порядок связи в них.
  3.  Длина диполя молекулы НF равна 0,410-10 м. Рассчитайте дипольный момент молекулы НF.

Вариант 18

  1.  Какую геометрическую форму имеют нижеперечисленные частицы и какие орбитали определяют их строение: CF4, SeO2?
  2.  Составьте энергетическую диаграмму МО для частиц NS+, CN, SeO. Определите порядок связи в них.
  3.  Длина диполя молекулы NН3 равна 0,310-8 см. Вычислить дипольный момент NН3.

Вариант 19

  1.  Определите тип гибридизации орбиталей центрального атома в частицах: SbJ3, SnF2. Назовите и изобразите геометрическую форму этих частиц.
  2.  Составьте энергетическую диаграмму МО для частиц BO, ClF, Se2-. Определите порядок связи в них.
  3.  Длина диполя СН3Сl равна 0,3910-8 см. Вычислить дипольный момент СН3Сl.

Вариант 20

  1.  Определите тип гибридизации орбиталей центрального атома в частицах: XeF4, POF3. Назовите и изобразите геометрическую форму этих частиц.
  2.  Составьте энергетическую диаграмму МО для частиц PN,CN+, CS. Определите порядок связи в них.
  3.  Длина диполя Н2О равен 1,8410-18 см. Вычислить длину диполя Н2О.

Вариант 21

  1.  Изобразите электронную конфигурацию следующих частиц: TeO2, NOF3. Геометрия частиц.
  2.   Составьте энергетическую диаграмму МО для частиц CS2, Na2, Cs2+. Определите порядок связи в них.
  3.  Дипольный момент СН3ОН равен 1,6810-18 см. Вычислить длину диполя СН3ОН.

Вариант 22

  1.  Изображая перекрывание электронных облаков, покажите образование  - связи в частицах: SeO, SbH3. Какова пространственная структура частиц этих веществ?
  2.  Составьте энергетическую диаграмму МО для частиц SiC, PN, C2+. Определите порядок связи в них.
  3.  Длина диполя связи Н-О l=0,31510-10 м. Вычислить её момент электрического диполя.

Вариант 23

  1.  Определите тип гибридизации центрального атома в частицах: TeO2, PbCl4. Назовите и изобразите геометрическую форму этих частиц.
  2.  Составьте энергетическую диаграмму МО для частиц JBr, CO+, Bi2. Определите порядок связи в них.
  3.  Момент электрического диполя молекулы НВr равен 2,6610-30 Клм. Вычислить её длину диполя в метрах.

Вариант 24

  1.  Какую геометрическую форму имеют ниже перечисленные частицы, и какие орбитали определяют их строение: Cl2O, Cl2O3?
  2.  Составьте энергетическую диаграмму МО для частиц НВ, СS+, LiJ. Определите порядок связи в них.
  3.  Длина диполя молекулы НF  l = 0,410-10 м. Вычислить её момент электрического диполя в кулоно-метрах.

Вариант 25

  1.  Какую геометрическую форму имеют нижеперечисленные частицы,  и какие орбитали определяют их строение: H2Se, COCl2.
  2.  Составьте энергетическую диаграмму МО для частиц HHе, Ge2, Ar2+. Определите порядок связи в них.
  3.  Момент электрического диполя связи С–О составляет 3,310-31 Клм. Вычислите в метрах длину диполя связи.

 

5. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

    Пример 1. Определите количество теплоты, выделяющейся при гашении 100 кг извести водой при 25 С, если известны стандартные теплоты образования веществ, участвующих в химической реакции: ∆Нf CaO (к) = -635,1 кДж/моль; ∆Нf Н2О (ж) = -285,84 кДж/моль;

∆Нf Са(ОН)2 = -986,2 кДж/моль.

    Решение. Реакция гашения извести: СаО (к) + Н2О (ж) = Са(ОН) (к). Согласно первому следствию из закона Гесса, тепловой эффект химической реакции равен разности между суммой теплот образования продуктов реакции и суммой теплот образования реагирующих веществ с учётом стехиометрических коэффициентов:

∆Нр = ∆Нf Са(ОН)2 (к) -  ∆Нf СаО (к) -  ∆Нf  Н2О (ж)

         ∆Нр  = -986,2 – (-635,1) – (-285,84) = -65,26 кДж

Таким образом, при гашении 1 моль СаО выделяется 65,26 кДж,

М(СаО) = 56 г/моль .

   56г      выделяется  65,26 кДж

10010³         ─║─           х

х = 65,2610010³ / 56 = 116536 кДж   

Ответ: 116536 кДж.

    Пример 2. Вычислите изменение энергии Гиббса в химической реакции по значениям теплот образования и энтропий реагирующих веществ и продуктов реакции. Возможна ли данная реакция?

NH3 (г) + НСl (г) = NH4Cl (к)

Вещество                                  NH3                               НСl                 NH4Cl

 Н0f  кДж/моль                      -46,19                  -92,3              -315,39

 S0298  Дж/(мольК)                 192,5                  186,7                94,56  

    Решение. Изменение энергии Гиббса можно вычислить по уравнению

G = ∆HTS 

∆Нр =  Н0f NH4Cl (к)Н0f NH3 (г) –  Н0f НСl (г)

Нр  = -315,39 – (-46,19) – (-92,3) = -176,9 кДж

Sр  = SNH4Cl – S NH3 (г) – SНСl (г)

Sр  = 94,56 – 192,5 – 186,7 = -284,64 Дж/К

G = ∆Н – ТS ;  Т = 298 К ;

G = -176.9 – 298(-284.64)10-3 = -92.08 кДж

G  0.   Реакция возможна.

Вариант 1

  1.  Написать уравнение реакций, для которой определяется теплота образования и вычислить Н0f  в кДж/моль  Al2O3, если при сгорании 1 г Al выделилось 30,98 кДж.
  2.  Вычислить изменение стандартной энтропии S0298 следующего процесса: Н2(г)+S(т)=Н2S(г).
  3.  Вычислить изменение стандартной энергии Гиббса G0f  и определить возможность протекания реакции: Cl2(г)+0,5О2(г)=Cl2O(г).

Вариант 2

  1.  Написать уравнение реакции, для которой определяется теплота образования и вычислить Н0f в кДж/моль Cr2O3, если при образовании 3,8 г оксида выделилось 28,22 кДж.
  2.  Вычислить изменение стандартной энтропии S0298 следующего процесса: С(графит)+СО2(г)=2СО(г).
  3.  Вычислить изменение стандартной энергии Гиббса G0f и определить возможность протекания реакции: Н2О(ж)+О3(г)=Н2О2(ж)+О2(г).

Вариант 3

  1.  Написать уравнение реакций, для которой определяется теплота образования, и вычислить Н0f в кДж/моль – СO2, если при образовании 1000 мл СО2 (н.у.) выделилось 17,58 кДж.
  2.  Вычислить изменение стандартной энтропии S0298 следующего процесса: В2О3(т)+3Мg(т)=2В(т)+3МgО(т).
  3.  Вычислить изменение стандартной энергии Гиббса G0f  и определить возможность протекания реакции: СО2(г)+Н2(г)=СО(г)+Н2О(г).

Вариант 4

  1.  Написать уравнение реакций, для которой определяется теплота образования, и вычислить Н0f в кДж/моль  SO2, если при сгорании 1 г серы выделилось 92,69 кДж.
  2.   Вычислить изменение стандартной энтропии S0298 следующего процесса: ВаО(т)+SO3(г)=ВаSO4(г).
  3.  Вычислить изменение стандартной энергии Гиббса G0f  и определить возможность протекания реакции:

    СаСО3(т) = СаО(т)+СО2(г).

Вариант 5

  1.  Написать уравнение реакций, для которой определяется теплота образования, и вычислить Н0f в кДж/моль  AlCl3, если при образовании 5 г его выделилось 26,08 кДж.
  2.  Вычислить изменение стандартной энтропии S0298 следующего процесса: ВаО(т)+СO(г) = Ва(т)+СО2(г).
  3.  Вычислить изменение стандартной энергии Гиббса G0f и определить возможность протекания реакции: Al2О3(т)+3С(графит) = 2Al(т)+3СО(г).

Вариант 6

  1.  Сколько килоджоулей выделится при образовании из простых веществ 0,27 г AlBr3?
  2.  Как объяснить изменение величины энтропии в приведенном ряду сходных веществ?

    Вещество                     NO (г)              NO2(г)              N2O5(г)

   , дж/моль К         210,76              228,05               343,32

  1.  Для реакции H2(г) + F2(г) = 2HF(г) в стандартных условиях изменение энтальпии – 268,79 кДж/моль, изменение энтропии 6,87 Дж/моль К. Вычислить изменение стандартного изобарно-изотермического потенциала этой реакции.

Вариант 7

  1.  Сколько килоджоулей выделится при образовании из простых веществ 5,1 г Al2O3?
  2.  Как объяснить изменение величины энтропии в приведённом ряду сходных веществ?

    Вещество                       O(г)             O2(г)               O3(г)

   , Дж/мольК           161,07         205,19             239,07

  1.  Пользуясь справочными данными, рассчитать изменение энтальпии  для реакции, протекающей в стандартных условиях: 2Pb(NO3)2(т) = 2PbO(т) + 4NO2(г) + O2(г).

Вариант 8

  1.  Сколько килоджоулей выделится при образовании из простых веществ 1120 мл SO2 (н.у.)?
  2.  Как объяснить изменение величины энтропии в приведённом ряду сходных веществ?

    Вещество                       S(т)             Se(т)               Te(т)

   , Дж/мольК           31,90           43,98               49,61

  1.  Вычислить изменение изобарно-изотермического потенциала для реакции: 2NO(г) + O3(г) +H2O(ж) = 2HNO3(ж) в стандартных условиях.

Вариант 9

  1.  Сколько килоджоулей выделится при образовании из простых веществ 2,8 кг окиси кальция?
  2.  Как изменится энтропия при обратимом фазовом переходе:

    Твёрдое вещество         жидкое        газ        твёрдое вещество?

  1.  Вычислить изменение изобарно-изотермического потенциала для реакции: 3Fe2O3(т) + CO(г) = 2Fe3O4(т) + CO2(г) в стандартных условиях.

Вариант 10

  1.  Сколько килоджоулей выделится при образовании из простых веществ 18 г двуокиси кремния?
  2.  Не проводя расчетов, определить знак  энтропии в ходе превращений:

    S(т)                S(ж)                  S8(г)                 S2(г)                 S(т)

  1.  Стандартная энтропия ромбической серы равна 31,90 Дж/мольК, моноклинной – 32,57 Дж/мольК, а стандартные энтальпии сгорания серы соответственно равны – 297,01 и 297,35 кДж/моль. Вычислите изменение изобарно-изотермического потенциала перехода ромбической серы в моноклинную в стандартных условиях.

Вариант 11

  1.  Сколько килоджоулей выделится при образовании из простых веществ 47,8 г сульфида свинца?
  2.  Не проводя расчетов, определить знак S в ходе химической реакции:   2P(т) + 5/2O2(г) = P2O5(т).
  3.  Вычислить по справочным данным изменение изобарно-изотермического потенциала в стандартных условиях для реакции: BaCO3(т) = BaO(т) + CO2(г).

Вариант 12

  1.  Вычислить ∆H   реакции: С(графит) + СО2(г) = 2СО(г).
  2.  Вычислите изменение энтропии при плавлении 3 молей уксусной кислоты CH3COOH, если температура плавления 16,6 оС, а теплота плавления 194 Дж/г.
  3.  Как изменяются основные свойства гидроксидов в ряду

    LiOH       NaOH       KOH        RbOH       CsOH?

    Ответ дайте, рассчитав ∆G  системы Me2O + H2O = 2MeOH.

Вариант 13

  1.  Вычислить ∆H  реакции: 2CO(г) + O2(г) = 2CO2(г).
  2.  Вычислить изменение энтропии при плавлении серебра 54 г, если известно, что температура плавления серебра 960 oC, теплота плавления 10,467 кДж/моль.
  3.  Используя справочные данные, определить термодинамическую возможность протекания в стандартных условиях следующих реакций: 

    а) 2Al(т) + 3/2O2(г) = Al2O3(т);

   б) 2Au(т) + 3/2O2(г) = Au2O3(т).

Вариант 14

  1.  Вычислить ∆H  реакции: CuO(т) + H2(г) = Cu(т) + H2O(ж).
  2.  Для некоторой реакции: 2A2(г) + B2(г) = 2A2B(г) So < 0. Значит ли это, что реакция термодинамически возможна?
  3.  Оценить термодинамическую возможность протекания в стандартных условиях реакции: N2(г) + 2H2O(ж) = NH4NO2(т). Может ли эта реакция протекать при высокой температуре?

Вариант 15

  1.  Вычислить ∆H   реакции: 3Fe3O4(т) + 8Al(т) = 9Fe(т) + 4Al2O3(т).
  2.  Вычислить изменение энтропии в ходе химической реакции при стандартных условиях: 2H2S(г) + 3O2(г) = 2SO2(г) + 2H2O(ж).
  3.  Используя справочные данные, определить, какая из реакций термодинамически возможна при комнатной температуре:

а) BaCO3(т) = BaO(т) + CO2(г);

    б) BaO(т) + CO2(г) = BaCO3(т);

    в) Ba(OH)2(т) + CO2(г) = BaCO3(т) + H2O(ж).

Вариант 16

  1.  Вычислить ∆H  реакции: 2Pb(NO3)2(т) = 2PbO(т) +4NO2(г) +O2(г).
    1.  Вычислить  реакции (1).
      1.  Вычислить ∆G  реакции (1).

Вариант 17

  1.  Тепловой эффект реакции SO2(г) + 2H2S(г) = 2S(ромб) +H2O(ж) равен    -234,50 КДж. Определите стандартную теплоту образования сероводорода.
  2.  Вычислить изменение стандартной энтропии следующего процесса:  MgO(т) + H2(г) = Mg(т) + H2O(ж).
  3.  Пользуясь справочными данными, определить, какая из приведенных реакций термодинамически предпочтительнее:

    2H2S(г) + 3O2(г) = 2H2O(ж) + 2SO2(г)

    2H2S(г) + O2(г) = 2H2O(г) + 2S(г).

Вариант 18

  1.  Вычислить ∆H  реакции: 4Fe(OH)2(т) + O2(г) + 2H2O(ж) = 4Fe(OH)3(т).
  2.  Вычислить  реакции (1).
  3.  Вычислить G  реакции (1).

Вариант 19

  1.  Определить стандартную теплоту образования сероуглерода CS2, если известно, что     CS2(ж) + 3O2(г) = CO2(г) + 2SO3(г)

    ∆Но р. = -1075 кДж.

  1.  Можно ли использовать при стандартных условиях реакцию NH4Cl(т) + NaOH(т)= NaCl(т) + H2O(г)+ NH3(г) для получения аммиака?
  2.  Определить возможность протекания реакции 2С(графит) + H2(г) = C2H2(г). Подсчитать ∆G  процесса.

Вариант 20

  1.  Тепловой эффект реакции SO2(г) + 2H2S(г) = 3S(ромб) + 2H2O(ж) равен -234,5 кДж. Определить стандартную теплоту образования H2S.
  2.  Определить ∆G  реакции MeO(т) + CO2(г) = MeCO3(т) для Ме от Ве до Ва; на основании этого сделайте вывод об изменении основных свойств оксидов этих Ме.
  3.  Определите  системы: H2(г) + S(ромб) = H2S(г).

Вариант 21

  1.  Определить стандартную энтальпию ∆Hf  PH3, исходя из уравнения: 2PH3(г) + 4O2(г) = P2O5(к) + 3H2O(ж); ∆Ho = -2360 кДж.
  2.  Исходя из величины ∆Gf  образования соединений, участвующих в реакции, определить возможна ли реакция:

    Al2O3(т) +3SO3(г) = Al2(SO4)3(т)

  1.  Удельная теплота плавления льда равна 33480 Дж/кг. Определить изменение молярной энтропии при плавлении льда.

Вариант 22

  1.  Исходя из теплового эффекта реакции 3CaO(к) + P2O5(к) = Ca3(PO4)2(к); ∆Но = -739 кДж, определить ∆Hf  образования ортофосфата кальция.
  2.  Какая из приведенных реакций разложения KNO3 наиболее вероятна:

    а) KNO3 = K+NO2 + 1/2O2;

    б) 2KNO3 = K2O +2NO2+O2;

    в) KNO3 = KNO2 + 1/2O2.

  1.  Изменение энтропии при плавлении 100 г Cu  равно 1,28 Дж/К. Рассчитать удельную теплоту плавления меди, если tплав.=1083 oС.

Вариант 23

  1.  Стандартные теплоты образования ацетилена, углекислого газа и воды соответственно равны 227,3; -394,4 и -242,0 кДж/моль. Вычислить стандартную теплоту сгорания ацетилена.
  2.  Будут ли при 25 оС протекать реакции:

    а) KH + H2O =KOH + H2;

    б) KH = K + 1/2H2?

  1.  Вычислить изменение энтропии при испарении 250 г воды при 25 оС, если молярная теплота испарения воды при этой температуре равна 44,08 кДж/моль.

Вариант 24

  1.  Определить ∆Hf    BiCl3(т), если ∆Hf  BiCl3(г) =-270,70 кДж/моль, а ∆Но возгонки BiCl3(т) = 113,39 кДж/моль.
  2.  Как изменяются основные свойства гидроксидов в ряду: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH? Ответ дать рассчитав ∆G  системы Me2O + H2O = 2MeOH.
  3.  Рассчитать изменение энтропии при плавлении 3 молей уксусной кислоты, если tплав.=16,6 ОС, а теплота плавления 194 Дж/град.

Вариант 25

  1.  Определить количество теплоты, выделяющейся при взаимодействии 50г фосфорного ангидрида с водой по реакции:

    P2O5 + H2O = 2HPO3, если тепловые эффекты реакции равны:

    2P+ 5/2O2 = P2O5, ∆Но реакции = -1549,0 кДж.

    2P + H2 + 3O2 = 2HPO3, ∆Но реакции = -1854,8 кДж.

  1.  Возможна ли следующая реакция: 2Hg2Cl2 = 2HgCl2 + 2Hg? Ответ подтвердить, рассчитав ∆G  этой системы.
  2.  Теплота испарения бромбензола при 429,8 К равна 241,0 Дж/г. Определить ∆S при испарении 1,25 молей бромбензола.

Таблица.                 Термодинамические свойства веществ

Вещество

(состояние)

∆Нf,

кДж/моль

S298,

Дж/мольК

Gf,

кДж/моль

1

2

3

4

Al (т)

0

28,34

0

AlBr3 (т)

-528,4

205,1

-

Al2O3 (т)

-1676,0

125,60

-1582,0

Al2(SO4)3 (т)

-3437,4

239,5

-3091,9

Au (т)

0

47,39

0

Au2O3 (т)

80,80

125,6

-

В (т)

0

5,9

0

В2О3 (т)

-1281,6

54,2

-

Ва (т)

0

60,9

0

ВаО (т)

-558,6

70,6

528,8

Ва(ОН)2 (т)

-947,0

103,8

-856,0

ВаСО3 (т)

-1218

112,6

-1140,5

ВаSO4 (т)

-350,2

31,6

-

ВеО (т)

-599,1

141,1

-581,6

ВеСО3 (т)

-

-

-944,75

С (графит)

0

5,7

0

СО (г)

-110,5

197,5

-137,1

СО2 (г)

-393,5

213,7

-394,4

С2Н2 (г)

226,8

200,8

209,2

СаО (т)

-635,5

39,7

-604,2

СаСО3 (т)

-1207,0

88,7

-1127,7

Сl2O (г)

76,6

266,2

94,2

1

2

3

4

Cs2O (т)

-

-

-274,5

CsOH (т)

-407,0

77,9

-355,2

Сu (т)

0

33,36

0

CuO (т)

-162,0

42,6

-129,9

Cu2O (т)

-167,47

93,99

-

Fe (т)

0

27,174

0

FeO (т)

-264,8

60,8

-244,3

Fe2O3 (т)

-822,2

87,4

-740,3

Fe3O4 (т)

-1117,1

146,2

-1014,2

Fe(OH)2 (т)

-568,595

79,553

-

Fe(OH)3 (т)

-824,839

96,301

-

Н2 (г)

0

130,6

0

Н2О (г)

-241,8

188,7

-228,6

Н2О (ж)

-285,8

70,1

-237,3

Н2О2 (ж)

-187,1

105,9

-117,57

H2S (г)

-21,0

205,7

-33,8

HgCl2 (т)

-

-

-185,77

Hg2Cl2 (т)

-

-

-210,66

KH (т)

-62,8

70,6

-38,49

KOH (т)

-426,2

59,4

-374,47

K2O (т)

-

-

-103,3

KNO2 (т)

-

-

-281

KNO3 (т)

-493,0

133,0

-393,1

Li2O (т)

-596,6

38,1

-560,2

LiOH (т)

-488,2

42,7

-443,1

Mg (т)

0

32,8

0

MgO (т)

-601,8

26,9

-569,6

MgCO3 (т)

-

-

-955,96

NH3 (г)

-46,2

192,6

-16,64

NH4Cl (т)

-

-

-342,64

NH4NO2 (т)

-256

-

-116,02

NO (г)

90,3

210,6

86,6

NO2 (г)

33,5

240,2

51,5

HNO3 (ж)

-173,3

155,7

-80,0

Na2O (т)

-421,6

71,2

-376,6

NaOH (т)

-428,3

64,1

-337,0

NaCl (т)

-412,8

72,85

-384,0

O2 (г)

0

205,0

0

О3 (г)

142,8

239,1

163,54

P2O5 (т)

-1492

114,5

-1348,2

РвО (т)

-219,3

66,1

-

Pb(NO3)2 (т)

-483,65

213,27

-

PbS (т)

-94,28

-

-

Rb2O (т)

-

-

-290,79

RbOH (т)

-414,1

85,0

-364,43

S (ромб)

0

31,88

0

SO2 (г)

-296,9

248,1

-300,2

1

2

3

4

SO3 (г)

-395,8

256,7

-370,37

SiO2 (т)

-910,9

41,8

-856,7

SrO (т)

-590,3

54,4

-559,8

SrCO3 (т)

-1218,3

97,1

-1137,6

  1.  ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА

    Кинетика – учение о скорости различных процессов, в том числе химических реакций. Скорость химической реакции измеряется количеством вещества, вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции в единицу времени в единице объема системы (для гомогенной реакции) или на единице площади поверхности раздела фаз (для гетерогенной реакции).

    Это определение можно выразить уравнением , где знак плюс относится к изменению концентрации вещества, образующегося в результате реакции (DС>О), а знак минус – к изменению концентрации вещества, вступающего в реакцию (DС<О).

    Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры и от присутствия катализаторов. В тех случаях, когда для протекания реакции необходимо столкновение реагирующих частиц (молекул, атомов), зависимость скорости реакции от концентрации определяется законом действия масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

    Так, для реакции типа 2А + В2 = АВ2 закон действия масс выражается следующим образом: υ = k [A]2 [B2].

    В этом уравнении [A]2 и [B2] – концентрации вступающих в реакцию веществ (в степени их стехиометрических коэффициентов), а коэффициент пропорциональности k  – константа скорости реакции, значение которой зависит от природы реагирующих веществ.

    При гетерогенных реакциях концентрации веществ, находящихся в твердой фазе, обычно не изменяются в ходе реакции и поэтому не включаются в уравнение закона действия масс.

    Пример 1. Написать выражения закона действия масс для реакций:

а) 2NO(г)  +  Cl2(г)  = 2NOCl(г);

б) СаСО3(к)  =  СаО(к)  +  СО2(г).

    Решение. а)  υ = k [NO]2 [Cl2]; б) поскольку карбонат кальция – твердое вещество, от концентрации которого скорость гетерогенной реакции не зависит, искомое выражение будет иметь вид: υ = k , т. е. в данном случае скорость реакции при определенной температуре постоянна.

    Пример 2. Как изменится скорость реакции 2NO(г)  +  О2(г)  = 2NO2(г), если уменьшить объем реакционной смеси в три раза?

    Решение. До изменения объема скорость реакции выражалась уравнением υ = k [NO]22]. Вследствие уменьшения объема концентрация каждого из реагирующих веществ возрастет в три раза. Следовательно, теперь:  υ1 = k (3[NO])2 3[О2]  =  27 k [NO]22].

    Сравнивая выражения для υ и υ1, находим, что скорость реакции возрастет в 27 раз.

    Зависимость скорости реакции (или константы скорости реакции) от температуры может быть выражена уравнением:

υt + Dt/ υt = kt + Dt/ kt = gDt/10.

   Пример 3. Температурный коэффициент скорости реакции равен 2,8. Во сколько раз возрастает скорость реакции при повышении температуры от 20 до 75 0С?

   Решение. Поскольку Dt = 55 0С, то обозначив скорость реакции при 20 и 75 0С соответственно υ и υ1, можем записать: = 2,855/10;   lg = 5,5 lg2,8 = 2,45.

    Отсюда скорость реакции увеличится в 287 раз.

    При протекании химической реакции концентрации исходных веществ уменьшаются; в соответствии с законом действия масс это приводит к уменьшению скорости реакции. Если реакция обратима, т. е. может протекать как в прямом, так и в обратном направлениях, то с течением времени скорость обратной реакции будет возрастать, так как увеличиваются концентрации продуктов реакции. Когда скорости прямой и обратной реакции становятся одинаковыми, наступает состояние химического равновесия и дальнейшего изменения концентраций участвующих в реакции веществ не происходит. В случае обратимой химической реакции  аА + bВ ↔ сС + dD , в состоянии химического равновесия скорость прямой и обратной реакции равны. ,

где К – константа равновесия реакции.

    Концентрации, входящие в выражение константы равновесия, называются равновесными концентрациями. Константа равновесия – постоянная при данной температуре величина. Чем больше константа равновесия, тем «глубже» протекает реакция, т. е. тем больше выход ее продуктов.

    В выражение константы равновесия гетерогенной реакции, как и в выражения закона действия масс, входят только концентрации веществ, находящихся в жидкой или газообразной фазе, так как концентрации твердых веществ остаются, как правило, постоянными.

    Пример 4. В системе  А(г)  +  2В(г)  =  С(г) равновесные концентрации равны: [А] = 0,06 моль/л, [В] = 0,12 моль/л, [С] = 0,216 моль/л. Найти константу равновесия реакции и исходные концентрации веществ А и В.

    Решение. Константа равновесия данной реакции выражается уравнением: , подставляя в него данные задачи, получаем  = 2,5. Для нахождения исходных концентраций веществ А и В учтем, что, согласно уравнению реакции из 1 моля А и 2 молей В образуется 1 моль С. Поскольку по условию задачи в каждом литре системы образовалось 0,216 моля вещества С, то при этом было израсходовано 0,216 моля А и 0,216*2 = 0,432 моля В. Таким образом, искомые концентрации равны: [А0] = 0,06 + 0,216 = 0,276 моль/л;  [В0] = 0,12 + 0,432 = 0,552 моль/л.

Вариант I

  1.  Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 40 до 200 °С, принимая температурный коэффициент скорости равным 2.
  2.  Вычислите константу равновесия для реакции: СО + Н20 ↔ С02 + Н2, исходя из того, что при состоянии равновесия [СО] = 0,04 моль/л:20] = 0,064 моль/л, [С02] = [Н2] =  0,016 моль/л.
  3.  Равновесные концентрации веществ, участвующих в системе: 2NO + 02 ↔ 2N02 , были: моль/л  [NO] =0,056; [02] = 0,028; [N02] = 0,044. Вычислите исходные концентрации [NO] и [O2] .

Вариант 2

  1.  Как изменятся скорость реакции 2NO + 02 ↔ 2N02, если уменьшить объем реакционного сосуда в 2 раза?
  2.  Температурный коэффициент скорости реакции равен 2. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры от 20 до 75 °С?

3. Реакция идет по уравнению: 4HCl + O2 ↔ 2H2O + 2Cl2 . Через некоторое время после начала реакции концентрации участвовавших в ней веществ были: (моль/л)[ HCl ] = 0,75; [02] = 0,42; [Cl2] – 0,20. Какими были концентрации этих веществ в начале реакции?

Вариант 3

1. Напишите выражение закона действия масс для реакций: 

   а) H2S (г) = H2 (г) + S (г);

   б)  N2O4 (г) = 2NO2 (г);

   в)  2СО (г) + О2 (г) = 2СО2 (г).

  1.  В системе  А(г) + 2В(г) ↔ 3С(г) равновесные концентрации равны: [ A ] = 0,6 моль/л; [ B ] = 1,2 моль/л: [ C ] = 2,16 моль/л. Найти константу равновесия реакции.
  2.  Найти исходные концентрации веществ А и В в задании 2?

Вариант 4

1. Определите, как изменится скорость прямой реакции 2SO2  +  O2  =  2SO3 , если общее давление в системе увеличить в 4 раза?

2. Температурный коэффициент скорости некоторой реакции равен 3. Как изменится скорость этой реакции при повышении температуры от 80 до 130 С.

3. Смещается ли равновесие в системах  H2(г) + Cl2(г)HCl(г),   2N2O5(г) ↔ О2(г) + 4NO2(г) при изменении давления? Напишите выражения для констант равновесия каждой из систем.

Вариант 5

1. Как изменится скорость прямой реакции ЗСН3ОН + Н3В03 = В(ОСН3)3 + ЗН20, если увеличить концентрацию метилового спирта с 0,3 до 0,6 моль/л, а концентрацию борной кислоты с 0,2 до 1,2 моль/л?

2. При повышении температуры от 10 до 50 0С скорость некоторой реакции увеличилась в 16 раз. Вычислите температурный коэффициент скорости этой реакции.

3. Написать формулу для вычисления константы равновесия реакции:  4HCl + O2 ↔ 2H2O + 2Cl2.  В каком направлении сместится это равновесие в случае увеличения объёма системы в 4 раза?

Вариант 6

1. Как изменится скорость химической реакции  N2 (г)  +  3H2 (г)  =  2NH3 (г), протекающей в закрытом сосуде, если давление в нем увеличить в 3 раза.

2. Константа равновесия реакции  2NON2O4 при некоторой температуре равна 0,25. Вычислить концентрацию компонентов в системе при наступлении равновесия, если [NO]исх = 9,2 моль/л.

3. Как были изменены температура и давление в гетерогенной системе:  СаС03 = СаО + CO2 –  43 ккал, если равновесие сместилось вправо?

Вариант 7

1. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе: 2SO2 + O2 ↔ 2SO3 составляли соответственно  [SO2 ] = 0,04моль/л,  [ 02 ] = 0,06 моль/л; [ S03 ] = 0,02 моль/л. Вычислить константу равновесия и исходные концентрации [SO2] и [O2].

2. В каком направлении сместиться равновесие следующих реакций при понижении температуры: H2S (г) ↔ H2 (г) + S (г) –  4,8 ккал;  N2O4 (г) ↔ 2NO2 (г) + 15,92 ккал.

3. При температуре 100 С скорость одной реакции в 2 раза больше скорости второй. Температурный коэффициент скорости первой равен 2, второй – 4. При какой температуре скорости обеих реакций выравняются?

Вариант 8

1. Реакция идет согласно уравнению: 2NO (г) + Cl2 (г) = 2NOCl (г). Концентрации исходных веществ до начала реакции составляли: [ NO ] = 0,4 моль/л; [ Cl2 ] = 0,3 моль/л, во сколько раз изменится скорость реакции по сравнению с первоначальной в тот момент, когда успеет прореагировать половина оксида азота?

2. Как можно увеличить процентное содержание PCl3 в равновесной системе: PCl5PCl3 + Cl2  –  130ккал.

3. На сколько градусов следует повысить температуру системы, чтобы скорость протекающей в ней реакции возросла в 50 раз? Температурный коэффициент скорости реакции равен 1,8.

Вариант 9

1. Куда сместится равновесие вследствие уменьшения объёма в системах: 4HCl + O2 ↔ 2H2O + 2Cl2; 2NO + 02 ↔ 2N02.

2. Вычислить равновесные концентрации веществ, участвующих в реакции: СО + Н20 ↔ С02 + Н2   по следующим данным: [C0] = 0,1 моль/л; [Н20] = 0,4 моль/л, Кр = I.

3. Во сколько раз изменится скорость реакции   2А + В = А2В, если концентрацию вещества А увеличить в 2 раза, а концентрацию вещества В уменьшить в 2 раза?

Вариант 10

1. Во сколько раз необходимо увеличить концентрацию вещества А, чтобы при уменьшении концентрации вещества в 4 раза скорость реакции  2А (г) + В (г) = С (г)   не изменилась?

2. Константа равновесия обратимой реакции 2А (г) + В (г) ↔ С (г) + 2D (г)  равна 0,0208. Вычислить равновесные концентрации всех веществ, если известно, что вначале реакции система содержала 60 моль вещества А и 40 моль вещества В. Объем системы 10л.

3. В каком направлении сместятся равновесия: 2СО(г) + 02(г) ↔ 2С02(г)   Н = 566 кДж; N2(г) + 02(г) ↔ 2NO(г)   Н = 180 кДж  при повышении давления и понижении температуры?

Вариант 11

1. При некоторой температуре равновесные концентрации реагентов обратимой химической реакции 2А (г) + В (г) ↔ 2С (г) составляли [ A ]=0,04 моль/л, [ B ] =0,06 моль/л, [ C ]=0,02 моль/л. Вычислить константу равновесия и исходные концентрации веществ А и В.

2. Во сколько раз надо изменить давление газовой смеси для того, чтобы увеличить скорость реакции  2SO2(г)  +  О2(г)  =  2SO3(г) в 27 раз?

3. Напишите математические выражения закона действия масс для следующих систем:

    а)2РН3(г) + 4О2(г ) = Р2О5(к) + 3Н2О(ж),  Н0 = -2360 кДж;

    б) 2SO2(г) + О2(г)   = 2SО3(г) ,  Н = -198 кДж.

    Как повлияют на данные системы изменения температуры и давления?

Вариант 12

1. В какую сторону сместится химическое равновесие реакции: А (г) + 2В (г) ↔ 2С (г) + Q, если давление увеличить в 3 раза и одновременно повысить температуру на 20 С, температурный коэффициент скорости экзотермической реакции равен 2, а эндотермической – 3.

2. Через некоторое время после начала реакции ЗА + В = 2С + Д  концентрации веществ составляли: [ А ] = 3 моль/л, [ В ] = 1 моль/л,

    [ С ] = 0,8 моль/л. Каковы исходные концентрации А и В?

3. Напишите выражение закона действия масс для реакций:

   а) 4А(г) + В(г) = А4В(г);

   б) С(т) + 2Д(г) = СД2(т);

   в) 3В(г) + 2С(г) = Д(ж).

Вариант 13

1. Во сколько раз увеличится скорость химической реакции, протекающей в газовой фазе, если температуру изменить от 10 до 100 °С? Температурный коэффициент скорости реакции равен 2?

2. Рассчитайте, как изменится скорость прямой и обратной реакции в системе 2SO2 + O2 ↔ 2SO3, если уменьшить объём, занимаемый газами в 2 раза. Сместится ли при этом равновесие системы?

3. Почему изменение давления смещает равновесие системы N2 (г) + 3H2 (г) ↔ 2NH3   и не смещает равновесие системы N2 (г) + O2 (г) ↔ 2NO (г)? Ответы дайте на основании расчета скорости прямой и обратной реакции в этих системах до и после изменения давления.

Вариант 14

1. Константа равновесия в гомогенной системе   N2 + 3H2 ↔ 2NH3   при температуре 400 °С равна 0,1. Равновесные концентрации водорода и аммиака соответственно равны 0,2 моль/л и 0,08 моль/л. Вычислите равновесную и начальную концентрации азота.

2. Предскажите, как будет меняться окраска смеси газов, участвующих в равновесии 2NO2N2O4, при одновременном увеличении температуры и уменьшения давления. Известно, что NO2 окрашен в бурый цвет, а N2O4 бесцветен.

3. Вычислите константу равновесия реакции N2O4(г) ↔ 2NO2(г), если исходная концентрация N2O4 составляла 0,09 моль/л, а к моменту равновесия продиссоциировало 50 % молекул N2O4.

Вариант 15

1. Равновесие в газообразном состоянии в системе 2NO2 ↔ 2NO +O2 при некоторой температуре установилось при концентрациях [NO2]=0,07 моль/л, [NO]= 0,25 моль/л, [O2] = 0,11 моль/л. Найти константу равновесия и исходную концентрацию NO2. 

2. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакций, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 30 до 70 °С, если температурный коэффициент равен 2.

3. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе 2SO2(г) + О2(г) ↔ 2SO3(г), если объём газовой смеси уменьшить в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы?

Вариант 16

1. Константа равновесия гомогенной системы CO(г) + Н2О(г) ↔ СО2(г) + Н2(г) при 850 °С равна 1. Вычислите концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации равны [С0]исх. = 3 моль/л,  [Н2О] исх. = 2 моль/л.

2. Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе при повышении температуры на 30 °С, если температурный коэффициент скорости данной реакции равен трем?

3. Как изменится скорость реакции  2NO(г) + О2(г) ↔ 2NО2(г)  Н = -113 кДж,  если давление в этой химической системе, находящейся в замкнутом сосуде, увеличить в 3 раза? В каком направлении сместится химическое равновесие  при понижении: а) температуры; б) давления; в) концентрации кислорода?

Вариант 17

1. Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе при повышении температуры на 30 0С, если =2,7?

2. Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной системы С(к)   + 2Н2О(г) ↔ СО2(г) + 2Н2(г). Как следует изменить концентрацию и давление, чтобы сместить равновесие в сторону обратной реакции – образование водяных паров?

3. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной химической реакции  H2(г) + I2(г) = 2HI(г), если объем газовой смеси увеличить в 3 раза?

Вариант 18

1. Температурный коэффициент скорости реакции равен 3. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры от 80 до 200 °С?

2. Запишите на основании закона действия масс выражения прямой и обратной реакции для следующих примеров:

    2СО(г) + 02(г) = 2С02(г); С02(г) + С(т) = 2СО(г);

    FеО(т) + СО(г) = Fе(т) + С02(г).

3. Во сколько раз изменится скорость прямой реакции и обратной в системе CН4(г) + 4Cl2(г) ↔ СCl4(г) + 4НСl(г)), если объём газовой смеси уменьшить в три раза, в какую сторону сместится равновесие системы?

Вариант 19

1. К некоторому моменту времени скорость реакции А(г)(г) = С(г) уменьшилась в 10 раз. Как изменились концентрации веществ А и В, если их исходные концентрации были равны между собой? 

2. Во сколько раз изменится скорость реакции при повышении температуры на 50 0С, если =2,4?

3. Какие факторы определяют значение константы скорости химической реакции? Зависит ли константа скорости, подобно скорости реакции, от природы реагирующих веществ, их концентрации, давления, температуры, катализатора? Может ли изменяться значение константы скорости в ходе реакции?

Вариант 20

1. Как влияет на равновесие следующих реакций:

   2Н2 + 02 ↔ 2Н20(г)    Н = - 453,6 кДж

   СаС03(т) ↔ СаО(т) + С02(г)    Н = 179 кДж

   а) повышение давления; б) повышение температуры; в) уменьшение концентрации Н20 и СО2.

2. Чему равен температурный коэффициент скорости реакции, если при увеличении температуры на 30 °С скорость реакции возросла в 30 раз.

3. Через некоторое время после начала гомогенной реакции в газовой фазе  2А +2В ↔ 3С +Д равновесные концентрации составляли: [A] = 2 моль/л, [B] = 1 моль/л, [C] =0,6 моль/л. Рассчитайте исходные концентрации веществ А и В.

Вариант 21

1. Как изменится скорость реакции при увеличении концентрации первого и второго вещества в два раза для гомогенной системы: CО2(г) + Н2(г) = СО(г) + Н2О(г).

2. Из первоначально взятых 2 моль/л азота и 2 моль/л водорода после установления равновесия образовалось 0,5 моль/л аммиака. Вычислить константу равновесия системы: N2 + 3H2 ↔ 2NH3 .

3. На сколько градусов следует повысить температуру системы, чтобы скорость протекающей в ней реакции возросла в 20 раз, если температурный коэффициент равен 3.

Вариант 22

1. При некоторой температуре константа равновесия  FeO(к) + СО(г) ↔ СО2(г) + Fe(к) равна 0,5. Записать выражение для константы равновесия и найти равновесные концентрации газообразных компонентов, если исходные концентрации [СО] = 0,05 моль/л и [СО2 ]= 0,015 моль/л.

2. Как изменится скорость реакции H2  +  I2  =  2HI, если вдвое увеличить: а) давление в системе; б) объем системы (без изменения количеств веществ); в) концентрацию йода в системе?

3. Определите температурный коэффициент скорости реакции, если при понижении температуры на 50 °C реакция замедлилась в 243 раз?

Вариант 23

1. Равновесие в системе H2(г) + I2(г) ↔ 2HI(г)  установилось при следующих концентрациях: [H2] = 0,23 моль/л, [I2] = 0,04 моль/л и [HI] = 0,85 моль/л. Определите исходные концентрации йода и водорода и рассчитайте константу равновесия для этой системы.

2. Записать выражения для констант равновесия следующих обратимых реакций:

а) BaO (т) + CО2 (г) ↔ ВаСО3 (т);

б) Fe3O4 (т) + 4H2 (г) ↔ 3Fe   +   4H2O (г);   

в)   N2 (г) + 3H2 (г) ↔ 2NH3 (г).

3. Как изменится скорость прямой реакции при уменьшении давления в 2 раза: 2А  +  4В2  =  2АВ3.

Вариант 24

1. Вычислите константу равновесия реакции N2O4(г) ↔ 2NO2(г), если исходная концентрация N2O4 составляла 0,14 моль/л, а к моменту равновесия продиссоциировало 50 % молекул N2O4.

2. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры с 20 до 120 °С, если температурный коэффициент равен трем?

3. Перечислите факторы, влияющие на скорость химической реакции.

Вариант 25

1. Как изменится скорость при увеличении концентрации первого и второго вещества в 2 раза в гомогенной системе: 2NO + Вг2 = 2NOBr; С2Н4 + Сl2 = С2Н4Сl2.

2. Определите исходные концентрации азота и водорода, если при наступлении равновесия системы N2 + 3H2 ↔ 2NH3 концентрации веществ были: азота – 0,5 моль/л, водорода – 0,3 моль/л, аммиака – 2 моль/л. В какую сторону сместится равновесие, если увеличить давление?

3. На сколько градусов следует повысить температуру системы, чтобы скорость протекающей в ней реакции возросла в 80 раз, если  температурный коэффициент равен 3?

  1.  КОНЦЕНТРАЦИЯ РАСТВОРОВ

    Пример 1. Сколько граммов поваренной соли и воды необходимо для приготовления 2 кг 20 %-ного раствора?

    Решение. 20 %-ный раствор содержит 20 г соли в 100 г раствора:                         

        20 г_________100 г

x г_________2000 г

x = 20 • 2000 / 100 = 400 г.

Ответ. Для приготовления 2 кг 20 %-ного раствора поваренной соли необходимо 400 г   соли и (2000 - 400) = 1600 г воды.

    Пример 2. Сколько граммов КОН нужно взять для приготовления 500 мл 0,1М раствора?

    Решение. 1 моль КОН имеет массу 39 + 16 + 1 = 56 г, 0,1 моль составляет 5,6. Следовательно, в 1000 мл 0,1М раствора содержится 5,6 г, а в 500 мл в 2 раза меньше, т. е. 2,8 г.

    Ответ. Для приготовления 500 мл 0,1М раствора КОН нужно взять 2,8 г КОН, растворить в небольшом количестве воды в мерной колбе и разбавить водой до 500 мл.

    Пример 3. Сколько миллилитров 96 %-ной H2SO4 (р = 1,84 г/мл) нужно взять для приготовления 1 л 0,5 н. раствора?

    Решение. Эквивалент серной кислоты равен половине молекулярной массы, т. е. 98 / 2 = 49

Для приготовления 1 л 0,5 н. потребуется 0,5 моль-экв., или 49 0,5=24,5 г. В 1 мл 96 %-ной H2SO4 содержится 1,84 96 / 100 = 1,77 г,

следовательно, для приготовления 1 л 0,5 н. раствора надо взять

24,5 / 1,77 = 13,84 мл   96 %-ной H2SO4.

    Пример 4. Требуется вычислить давление пара раствора, содержащего 0,2 моля сахара в 450 г воды. Давление пара чистой воды при 20 °С равно 17,5 мм рт. ст.

    Решение. Вычисляем, сколько молей воды содержится в 450 г. 1 моль воды равен 18 г, отсюда число молей растворителя N = 450 / 18 = 25. Число молей растворенного вещества (п) равно 0,2. Подставляем все эти величины в формулу

ΔР = Р0  n / N = 17,5 0,2 / 25 = 0,14 мм.

    Отсюда давление пара раствора Δ Р = Р0  –  Р =17,5 – 0,14 = 17,36 мм рт. ст.

    Пример 5. Вычислить температуру замерзания раствора содержащего 54 г глюкозы С6Н12О6 в 250г воды. Криоскопическая константа воды равна 1,86 0С.

    Решение. В 250 г воды содержится 54 г глюкозы, значит в 1000 г воды 54 1000 / 250 = 216 г, что составляет 216 / 180, или 1,2 моля (молекулярная масса глюкозы равна 180). Вычислим понижение температуры замерзания:

Δ t0= К С= 1,86 1,2 = 2,23 °.

    Ответ. Раствор будет замерзать при – 2,23 °С.

Вариант 1

1. Сколько граммов HCI содержится в 300 мл 10 %-ного раствора (p =1,03 г/мл)?

2. В 1 кг воды растворено 666 г КОН; плотность раствора равна 1,395 г/мл. Найти: а) массовую долю КОН; б) молярность; в) моляльность; г) мольные доли щелочи и воды.

3. Давление пара воды при 25 ° составляет 23,76 мм рт. ст. Вычислить для той же температуры давление пара раствора, в 450 г которого содержится 90 г глюкозы С6Н12О6.

Вариант 2

1. К 400 мл 32 %-ного раствора HNO3 (p =1,8 r/мл) прибавили 1 л Н20. Чему равна процентная концентрация азотной кислоты в полученном растворе.

2. Плотность 15 %-ного (по массе) раствора H2SO4 равна 1,105 г/мл. Вычислить: а) нормальность; б) молярность; в) моляльность раствора.

3. Давление пара воды при 20 °С составляет 17,54 мм рт. ст. Сколько граммов сахара С12Н22О11 следует растворить в 720 г воды для получения раствора, давление пара которого на 0,14 мм рт. ст. ниже давления пара воды?

Вариант 3

1. Сколько граммов 30 %-ного (по массе) раствора NaCl нужно добавить к 300 г воды, чтобы получить 10 %-ный раствор соли?

2. Плотность 9 %-ного (по массе) раствора сахарозы C12H22O11 равна 1,035 г/мл. Вычислить: а) концентрацию сахарозы в г/л; б)  молярность; в)  моляльность раствора.

3. Вычислить, каково будет давление пара раствора при 65 °С, содержащего 13,68 г сахара в 90 г воды, если давление водяного пара при той же температуре равно 187,5 мм рт. ст.

Вариант 4

1. В какой массе воды надо растворить 67,2 л НС1 (объем измерен при нормальных условиях), чтобы получить 9 %-ный (по массе) раствор НС1?

2. Плотность 40 %-ного (по массе) раствора HNO3 равна 1,25 г/мл. Рассчитать молярность и моляльность этого раствора.

3. При 42 °С давление водяного пара 61,5 мм рт. ст. На сколько понизится давление пара при указанной температуре, если в 540 г воды растворить 36 г глюкозы С6Н12О6.

Вариант 5

1. Какую массу 20 %-ного (по массе) раствора КОН надо добавить к 1 кг 50 %-ного (по массе) раствора, чтобы получить 25 %-ный раствор?

2. Плотность 9 %-ного (по массе) раствора сахарозы C12H22O11 равна 1,035 г/мл. Вычислить: а) концентрацию сахарозы в г/л; б)  молярность; в)  моляльность раствора.

  1.  Вычислить давление  пара 10 %-ного водного раствора сахара С12Н22О11 при 100°.

Вариант 6

1. Определить массовую долю вещества в растворе, полученном смещением 300 г 25 %-ного и 400г 40%-ного (по массе) растворов этого вещества.

  1.  Какой объем 2М раствора Na2CO3 надо взять для приготовления     1 л 0,25 н. раствора?

3. Каково будет давление пара 10 %-ного водного раствора мочевины CO(NH2)2 при 100 °С?

Вариант 7

1. Из 400г 20 %-ного (по  массе) раствора при охлаждении выделилось 50 г растворенного вещества. Чему равна массовая доля этого вещества в оставшемся растворе?

2. Сколько миллилитров концентрированной соляной кислоты (р = 1,19 г/мл), содержащей 38 % (массе) НС1, нужно взять для приготовления 1 л 2 н. раствора?

3. Давление водяного пара при 70 °С равно 233,8мм рт. ст., давление пара раствора, содержащего в 270 г воды 12г растворенного вещества при той же температуре, равно 230,68 мм рт. ст. Определить молекулярную массу растворенного вещества.

Вариант 8

1. Какой объем воды надо прибавить к 100 мл 20 %-ного (по массе) раствора H2SO4 (p =1,14 г/мл), чтобы получить 5 %-ный раствор?

2. К 100 мл 96 %-ной (по массе) H2SO4 (плотность 1,84, г/мл) прибавили  400 мл воды. Получился раствор плотностью 1,220 г/мл. Вычислить его эквивалентную концентрацию и массовую долю H2SO4.

3. Определить молекулярную массу анилина, если при 30 0С давление пара раствора, содержащего 3,09 г анилина в 370 г эфира С4Н10О, равно 643,6мм рт. ст., а давление пара чистого эфира при той же температуре равно 647,9 мм рт. ст.

Вариант 9

1. К 500 мл 32 %-ной (по массе) HNO3 = 1,20 г/мл) прибавили 1 л воды. Чему равна массовая доля HNO3 в полученном растворе?

2. Рассчитать нормальность концентрированной соляной кислоты (плотность 1,18 г/мл), содержащей 36,5 % (масс.) НС1.

3. Вычислить, на сколько градусов понизится температура замерзания бензола, если в 100 г его растворить 4 г нафталина C10H8.

Вариант 10

1. До какого объема надо разбавить 500 мл 20 %-ного (по массе)  раствора NaCl (p =1,152 г/мл), чтобы получить 4,5 %-ный раствор (p =1,029 г/мл)?

2. Имеется раствор, в 1 л которого содержится 18,9 г HNO3, и раствор, содержащий в 1 л 3,2г NaOН В каком объемном отношении нужно смешать эти растворы для получения раствора, имеющего нейтральную реакцию?

3. На сколько градусов повысится температура кипения, если в 100 г воды растворить 9 г глюкозы C6H1206?

Вариант 11

1. Найти массовую долю азотной кислоты в paстворе, в 1 л которого содержится 224 г HNO3 (p =1,12 г/мл).

2. Какой объем 0,2 н. раствора щелочи потребуется для осаждения в виде Fe(OH)3 всего железа, содержащегося в 100 мл 0,5 н. раствора FeCl3?

3. При какой температуре будет кипеть 50 %-ный водный раствор С12Н22О11?

Вариант 12

1. Плотность 26 %-ного (по массе) раствора КОН равна 1,24 г/мл. Сколько молей КОН находится в 5 л раствора?

2. Для нейтрализации 20 мл 0,1н. раствора кислоты  потребовалось 8 мл раствора NaOH Сколько граммов NaOH содержит 1 л этого раствора?

3. Сколько граммов сахара С12Н22О11 надо растворить в 100 г воды, чтобы понизить ее точку замерзания на 1 0С?

Вариант 13

1. Для приготовления 5 %-ного (по массе) pacтвора MgSO4 взято 400 г MgSO4∙ 7H2O. Найти массу полученного раствора.

2. На нейтрализацию 40 мл раствора щелочи израсходовано 25 мл 0,5н. раствора H2SO4. Какова нормальность раствора щелочи? Какой объем 0,5н. раствора НС1 потребовался бы для той же цели?

3. В каком количестве воды следует растворить 23 г глицерина С3Н8О3, чтобы получить раствор с температурой кипения 100,104 °С?

Вариант 14

1. Сколько молей MgSO4-7H2O надо прибавить к 100 молям воды, чтобы получить 10 %-ный (по массе) раствор MgSO4?

2. Для полного осаждения BaSO4 из 100 г 15 %-ного (по массе) раствора ВаС12 потребовалось 14,4 мл H2SO4. Найти нормальность раствора H2SO4.

3. Сколько граммов глюкозы С6Н12О6 следует растворить в 260 г воды, чтобы температура кипения раствора повысилась на 0,05 °?

Вариант 15

1. Определить массовую долю CuSO4 в растворе, полученном   при   растворении 50 г медного купороса CuSO4-5H2O в 450 г воды. Ответ: 6,4 %.

2. Найти массу воды, необходимую для приготовления раствора хлорида натрия, содержащего 1,50 моля NaCl на 1000 г Н2О, если имеется 10 г NaCl?

  1.  Раствор, содержащий 5,4 г неэлектролита в 200 г воды, кипит при  100,078 °С. Вычислить молекулярную массу растворенного вещества.

Вариант 16

1. В какой массе воды  нужно растворить 25 г CuSO4∙5H2O, чтобы получить 8 %-ный (по массе) раствор CuSO4?

2. Какой объем 2 н. раствора H2SO4 потребуется для приготовления 500 мл 0,5 н. раствора?

3. Раствор, содержащий 2 г растворенного вещества в 200 г воды, замерзает при – 0,547 °С. Вычислить молекулярную массу растворенного вещества.

Вариант 17

1. Сколько граммов Na2SO4-10H2O надо растворить в 800 г воды, чтобы получить 10 %-ный (по массе) раствор Na2SO4?

2. Какой объем 0,05 н. раствора можно получить из 100 мл 1 н. раствора?

3. Раствор, содержащий 6,15 г растворенного вещества в 150 г воды, замерзает при t = 0,93 °С. Определить молекулярную массу растворенного вещества.

Вариант 18

1. Сколько граммов 2 %-ного (по массе) раствора AgNO3 дадут при   взаимодействии с избытком NaCl 14,35 г осадка AgCl?

2. Вычислить молярность и нормальность 40 %-ного раствора Н3РО4 (р = 1,29 г/мл).

3. При растворении 2,76 г глицерина С3Н8О3 в 200г воды температура замерзания  понизилась на 0,279 °С. Определить молекулярную массу глицерина.

Вариант 19

1. Сколько литров NH3 (объем измерен при нормальных условиях) следует растворить в 200г 10 %-ного (по массе)  раствора NH4OH, чтобы получить 15 %-ный раствор NH4OH?

2. Смешаны 800 мл 3 н. КОН и  1,2 л   12 %-ного раствора КОН (р = 1,10 г/мл). Чему равна нормальная концентрация полученного раствора?

3. Раствор, приготовленный из 2 кг этилового спирта C2H5OH и 8 кг воды, залили в радиатор автомобиля. Вычислить температуру замерзания раствора.

Вариант 20

1. Сколько граммов SO3 надо растворить в 400 г Н2О,  чтобы  получить 15 %-ный (по массе) раствор H2SO4?

2. Сколько миллилитров 20 %-ного раствора HCI (р = 1,10 г/мл) следует добавить к 4 л 0,6 н. НС1 для получения 1 н. раствора?

3. Раствор, содержащий 2,7 г фенола С6Н5ОН в 75 г бензола, замерзает при 3,5 °С, тогда как чистый бензол замерзает при 5,5 °С. Вычислить криоскопическую константу бензола.

Вариант 21

1. Найти процентную концентрацию глюкозы в растворе, содержащем 280 г воды и 40 г глюкозы.

2. В 1 кг воды растворено 400 г КОН; плотность раствора равна 1,1 г/мл. Найти: а) массовую долю КОН; б) молярность; в) моляльность; г) мольные доли щелочи и воды.

3. В каком отношении должны находиться массы воды и этилового спирта, чтобы при их смешении получить раствор, кристаллизующийся при   t = 20 0С?

Вариант 22

1. Сколько граммов Na2SO3, потребуется для приготовления  5 л 8 %-ного (по массе) раствора (p =1,075 г/мл)?

2. Для осаждения всего хлора, содержащегося в 15 мл раствора NaCl, израсходовано 25 мл 0,1 н. раствора AgNO3. Сколько граммов NaCl содержит 1 л этого раствора?

3. В радиатор автомобиля налили 9 л воды и прибавили 2 л метилового спирта (р = 0,8 г/мл). При какой самой низкой температуре можно после этого оставлять автомобиль на открытом воздухе, не опасаясь, что вода в радиаторе замерзнет?

Вариант 23

1. 1 мл 25 %-ного (по массе) раствора содержит 0,458 г растворенного вещества. Какова плотность этого раствора?

2. Плотность раствора К2СО3 составляет 1,22. Из 1 л этого раствора при действии соляной кислоты получено 44,5 л СО2 при нормальных условиях. Вычислить процентное содержание К2СО3 в растворе и его нормальность.

3. При растворении 5,0 г вещества в 200 г воды получается не проводящий тока раствор, кристаллизующийся при t = 1,45 0С. Определить молекулярную массу растворенного вещества.

Вариант 24

1. Из 400 г 50 %-ного (по массе) раствора H2SO4 выпариванием удалили 100 г воды. Чему равна массовая доля H2SO4 в оставшемся растворе?

2. Сколько миллилитров 30 %-ного раствора HNO3 (р = 1,205 г/мл) нужно взять для приготовления 0,5 л 1 н. раствора?

3. Сколько граммов сахарозы С12Н22О11 надо растворить в 100 г воды, чтобы: а) понизить температуру кристаллизации на 1 градус; б) повысить температуру кипения на 1 градус?

Вариант 25

1. При 25 °С растворимость NaCl равна 36 г в 100 г воды. Найти массовую долю NaCl в насыщенном растворе.

2. К 300 мл 18 %-ного раствора Na2CO3 (р = l,19 г/мл) добавили 500 мл 6 %-ного раствора H2SO4 (р = l,04 г/мл). Сколько миллилитров 2,5 н. НС1 потребуется для разложения оставшейся соды?

3. При какой приблизительно температуре будет кипеть 50 %-ный (по массе) раствор сахарозы С12Н22О11?

  1.  ИОННЫЕ РЕАКЦИИ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Вариант 1

  1.  Какие из указанных ионов могут образовывать между собой малодиссоциирущие вещества: NH4+, OH-, CH3COO-, H+, SO42-, Ca2+?
  2.  Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:      
  3.  Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей Na2S, Al(NO3)3 и укажите реакцию их водных растворов.

Вариант 2

  1.  В какую сторону сместится диссоциация слабого электролита раствора угольной кислоты (H2CO3), если добавить: а) NaCl; б) Na2CO3; в) HCl?
    1.  Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
    2.  Напишите молекулярно-ионные формы уравнений гидролиза солей Cu(NO3)2, NH4CH3COO и укажите реакцию их водного раствора.

Вариант 3

  1.  Какие из указанных ионов, соединяясь между собой, образуют малодиссоцирующие вещества: K+, Na+, NH4+, OH-, SO42-, CH3COO-, H+.
  2.  В какую сторону сместится диссоциация слабого электролита гидразина (NH2OH), если к его раствору добавить: а) NaNO3; б) HNO3.
  3.  Напишите молекулярно-ионные формы уравнений гидролиза солей Na3PO4, (NH4)2S и укажите реакцию их водных растворов.

Вариант 4

  1.  Какие из ионов, соединяясь между собой, образуют малодиссоцирующие соединения: K+, Na+, Cu2+, NO3, NH4+, SO42-, OH-?
  2.   В какую сторону сместится равновесие любого электролита, если к раствору сероводородной кислоты добавить: а) Na2SO4; б) NaOH; в) H2SO4.
  3.  Напишите молекулярно-ионные формы уравнений гидролиза солей FeCl3, CH3COONа и укажите реакцию их водных растворов.

Вариант 5

  1.  Какие из написанных ионов, соединяясь между собой, образуют малодиссоцирующие вещества: H+, SO42-, CH3COO-, Na+, K+, OH-?
  2.  Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения  реакции, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

                          Cu         Cu2+      Cu(OH)2        [Cu(NH3)4]+2.

  1.  Напишите молекулярно-ионные формы уравнений гидролиза солей K2CO3, Fe(NO3)3  и укажите реакцию их водных растворов.

Вариант 6

  1.  Реакции между какими ионами протекают практически до конца NO3-, PO43-, SO42-, S2-, K+, Na+, NH4+, H+.
  2.  Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно будет осуществить следующие превращения:

MgSO4       Mg(OH)2      Mg(NO3)2       Mg3(PO4)2.

  1.  При гидролизе какой соли, находящейся на воздухе, эта соль будет уменьшаться по массе: NaCl, Na2SO4, NH4Cl, Na2SO3, (NH4)2CO3.

Вариант 7

  1.  Реакции между какими ионами протекают практически до конца: Ca2+, Mg2+, Zn2+, Fe2+, Cl-, NO3-, PO43-, CH3COO-, OH-.
  2.  Составьте ионные и молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

         Fe     Fe2+       Fe3+     Fe(OH)3 .

  1.  Напишите молекулярно-ионные формы уравнений гидролиза солей (NH4)2HPO4, BaS, KNO2 и укажите реакцию их водных растворов.

Вариант 8

  1.  Реакции между какими ионами протекают практически до конца CO32-, NO3-, PO43-, SO42-, Na+, K+, NH4+, H+.
  2.  Составьте ионные и молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения:

    Cr   Cr3+   Cr(OH)3    Cr(OH)6     CrO42-.

  1.  При гидролизе каких солей pH среды будет меньше 7: NaCl, Na2SO4, Na2CO3, FeCl3. Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

Вариант 9

  1.  Реакции между какими ионами протекают практически до конца: SO42-, Сl-, OH-, NO3-, K+, Na+, NH4+, Ca2+.
  2.  Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

     SO3           SO42-       BaSO4   .

  1.  Напишите молекулярные и ионные формы уравнений гидролиза солей: FeCl3, Fe(CH3COO)3. Какая среда будет в каждом конкретном случае.

Вариант 10

  1.  Реакции между какими ионами протекают практически до конца: Na+, PO43-, NH4+, Cl-, OH-, H+.
  2.  Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

    Na      NaOH     NaHCO3        NaCl.

  1.  Напишите молекулярные и ионные формы уравнений гидролиза солей (NH4)2SO4, Na2SO4, Fe(NO3)3 и укажите реакцию их водных растворов.

Вариант 11

  1.  Напишите диссоциацию в воде следующих электролитов: Ba(OH)2, NH4CH3COO, H3BO3
  2.  Составьте по 3 молекулярных уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями:

    а) Cu2+ + S2-=CuS;

    б) SiO32- + 2H+=H2SiO3.

3. Напишите молекулярные и ионные формы уравнений гидролиза солей: Ca(HS)2, Al2(SO4)3 и укажите реакцию их водных растворов.

Вариант 12

  1.  Напишите ступенчатую диссоциацию в воде следующих солей: Na3PO4 и Al(NO3)3.
  2.  Вычислить pH 0,001М раствора угольной кислоты, KI H2CO3=4,5∙10-7.
  3.  Напишите молекулярные и ионные формы уравнений гидролиза солей ZnBr2, KCN и укажите реакцию их водных растворов.

Вариант 13

  1.  Составьте формулы средних и кислых солей, содержащих ионы NH4+  и Fe3+, NO3- и (CrO4)2-.
  2.  Напишите в ионно-молекулярной форме уравнения реакций взаимодействия между водными  растворами следующих веществ: Pb(CH3COO)2 и Na2S; KHS и H2SO4. Для каждого случая укажите причину смещения равновесия в сторону прямой реакции.
  3.  Напишите молекулярно-ионные формы уравнений гидролиза солей Na2HPO4, K2S и укажите реакцию их водных растворов.

Вариант 14

  1.  Составьте формулы средних и кислых солей, содержащих ионы Na+  и Zn2+  и анионы SO42- и PO43-.
  2.  Напишите  ионные и молекулярные уравнения реакций взаимодействия между водными  растворами следующих веществ: Сa(OH)2 и  CO2; Ca(OH)2 и CO2 (избыток).  Для каждого случая укажите причину смещения  равновесия в сторону прямой реакции.
  3.  Напишите молекулярно-ионные формы уравнений гидролиза солей Ba(NO3)3, Na2SO4  и укажите реакцию их водных растворов.

Вариант 15

  1.  Составьте формулы средних и кислых солей магния и кальция и кислот угольной и серной.
  2.  Напишите в ионно-молекулярной форме уравнения реакций взаимодействия между водными  растворами следующих веществ: HCl и NaHCO3; FeCl3 и KOH. Для каждого случая укажите причину смещения равновесия в сторону прямой реакции.
  3.  Напишите молекулярно-ионные формы уравнений гидролиза солей (NH4)2CO3, Na2SO4 и укажите реакцию их водных растворов.

Вариант 16

  1.  Составьте формулы нормальных и кислых солей калия и кальция, образованных:   

    а) угольной кислотой;

    б) мышьяковистой кислотой.

  1.  Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между:

    а) Na2CO3 и CaCl2;

    б) CuCl2 и Na3PO4.

  1.  Cоставьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза солей BaCl2, (NH4)2SO3. Какое значение pH (> 7 <) имеют растворы этих солей.

Вариант 17

  1.  Составьте формулы средних и основных солей висмута (Bi3+) и анионов NO3- и Cl-.
  2.  Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между:

    а) HCl и CaSO4;

    б) FeS и H2SO4.

  1.  Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей CrCl3, Al(CH3COO)3 и укажите реакцию их водных растворов.

Вариант 18

  1.  Составьте формулы средних, основных и кислых солей, содержащих ионы железа(III) и ионы хлора, ионы Na+ и ионы фосфата PO43- .
  2.  Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) CuSO4 и (NH4)2S; б) MgCl2 и Na2CO3.
  3.  Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей (NH4)2SO3, (NH4)2S. Какое значение pH (>7<) имеют растворы этих солей.

Вариант 19

  1.  Составьте формулы средних, основных и кислых солей магния и кальция и кислот угольной и серной, напишите реакции их электролитической диссоциации.
  2.  Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между:

    а) Na HCO3 и HCl;  

    б) Zn(NO3)2 и KOH (избыток).

  1.  Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей Cr2(SO4)3 и AlCl3. Какое значение pH (>7<) имеют растворы этих солей.

Вариант 20

1. Составьте формулы солей, образованных следующими катионами и анионами:                 

    а) K+ и MnO4-; б) Al3+ и OH-;

    в) NH4+ и Cr2O72-; г) Al3+ и CH3COO-.

2.  Пользуясь схемой, составьте ионные уравнения:

    FeS + 2HCl         H2S + FeCl2;

    CaCO3 + 2HCl         CO2 + H2O + CaCl2.

3. Укажите характер среды и напишите молекулярно-ионные формы гидролиза солей: NH4CH3COOH ,  KCl.

Вариант 21

  1.  Составьте формулы солей, образованных следующими катионами и анионами:

    а) Fe3+ и  NO3-; б) Ca2+ и  SO42-;

     в) Mn4+ и  OH-; г) NH4+  и  PO43-.

  1.  Пользуясь схемой, составьте ионные и молекулярные уравнения:                    Al(OH)3 + 3 NaОН = AlO3-3 + H2O;

    Al(OH)3 + 3 NaOH         Na3[Al(OH)6].

  1.  Укажите характер среды и напишите молекулярно-ионные формы гидролиза солей Na2SO4 и Na2CO3.

Вариант 22

1. Составьте формулы солей, образованных следующими катионами и анионами:                      

    а) K+ и PO43-; б) Al3+ и NO3-;

    в) Сa2+  и CO32-; г) B3+ и SO42-.

2.  Пользуясь схемой, составьте ионные уравнения:                                                  

    Ba(NO3)2 + MgSO4         Mg(NO3)2  +  BaSO4

    BaCl2 + CuSO4         BaSO4 + CuCl2.

3. Укажите характер среды и напишите молекулярно-ионные формы гидролиза солей: MgCO3 и Fe(NO3)3.

Вариант 23

  1.  Составьте формулы солей, образованных следующими катионами и анионами:     

    а) Al3+  и Cl-; б) K+ и S-2;                 

    в) Ca2+ и SO42-; г) Fe2+ и  CO32-.

  1.  Пользуясь схемой, составьте ионные уравнения:                                                   

    K2CO3 +BaCl2         BaCO3 + 2  KCl;

    Na2CO3 + KCl          K2CO3  + 2 NaCl .

  1.  Укажите характер среды и напишите молекулярно-ионные формы гидролиза солей:  Na3PO4, FeCl3.

Вариант 24

  1.  Составьте формулы солей, образованных следующими катионами и анионами:

     а) Na+ и NO3-; б) Li+ и HSO-;

     в) Ca2+  и  NO3-; г) Ca2+  и  HSO4-.

  1.  Пользуясь схемой, составьте ионные уравнения:                                                   

    Na2S + FeSO4            FeS    + Na2SO4;

    2FeCl3 + 3CaCO3         Fe2(CO3)3 + 3 CaCl2.

  1.  Укажите характер среды и напишите молекулярно-ионные формы гидролиза солей: CaS, CrCl3.

Вариант 25

  1.  Реакция между какими ионами протекают практически до конца: NO3-, PO43-, SO42-, S2-, K+, Na+, NH4+, H+.
  2.  Составьте ионные и молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

     Zn        Zn2+           Zn(OH)2         [Zn(NH3)4]2+.

  1.  При гидролизе какой соли, находящейся на воздухе, эта соль будет уменьшаться по массе: NaCl, Na2SO4, NH4Cl, Na2CO3, (NH4)2CO3. Напишите уравнения гидролиза этой соли.

  1.  ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

    Окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, сопровождающиеся переходом электронов от одних атомов или ионов к другим. Существует несколько типов реакций окисления-восстановления: реакции внутримолекулярного окисления-восстановления, реакции диспропорционирования и реакции межмолекулярного окисления-восстановления.

    При составлении схем окислительно-восстановительных реакций можно использовать как метод электронного баланса, так и метод полуреакций – электронно-ионный.

Пример 1. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса в следующем уравнении: NaCrO2 + Br2 + NaOHNa2CrO4 + NaBr + H2O.

    Решение. Определим вещество, являющееся окислителем и вещество, являющееся восстановителем, а также их степени окисления до и после реакции. Хром с окислительным числом +3: Cr+3, расположенный в левой части уравнения, является восстановителем – он отдает три электрона, превращаясь в хром с окислительным числом +6: Сr+6, расположенный в правой части уравнения. Молекула Br2 является окислителем, она принимает два электрона, превращаясь в два иона брома (2Br).

  1.  Составим электронные уравнения, выражающие процессы отдачи и принятия электронов, и найдем коэффициенты при окислителе и восстановителе:

          2     Cr+3 – 3eCr+6   – окисление

          3     Br20 + 2e → 2Br   – восстановление

2. Напишем в левой части уравнения исходные вещества с найденными коэффициентами, а в правой формулы образующихся веществ с соответствующими коэффициентами: 2Cr+3 + 3Br20 → 2Cr+6 + 2Br

3. Расставим полученные коэффициентов в уравнение реакции, дописав недостающие коэффициенты в веществах, не изменивших степени окисления:

2NaCrO2 + 3Br2  + 8NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 4H2O.

 Восстан-ль   Окис-ль         Среда

    Пример 2. Составить уравнение реакции сульфида мышьяка (III) As2S3 с концентрированной азотной кислотой по схеме

A2S2 + NO3 → AsO43– + SO42– + NO2 + H2O.

    Решение. A2S2 – это восстановитель, NO3 – это окислитель, поэтому в сульфиде мышьяка, согласно схеме, окисляются одновременно атомы с положительной и отрицательной степенями окисления. Составим соответствующие уравнения полуреакций:

A2S3 + 20H2O – 28e = 2AsO43– + 3SO42– + 4OH;

Это процесс окисления восстановителя (первая полуреакция).

Процесс восстановления окислителя (вторая полуреакция) записывется следующим образом:

NO3 + 2H+ + e = NO2 + H2O;

Далее необходимо уравнять число отданных и принятых электронов и отобразить это следующей схемой:

A2S3 + 20H2O – 28e = 2AsO43– + 3SO42– + 4OH;  1

NO3 + 2H+ + e = NO2 + H2O;     28

A2S3 + 20H2O + 28NO3 + 56H+ = 2AsO43– + 3SO42– + 4OH + 28NO2 + 28H2O;

После приведения подобных членов получим:

A2S3 + 28NO3 + 16H+ = 2AsO43– + 3SO42– + 28NO2 + 8H2O.

В молекулярной форме данное уравнения имеет вид:

A2S3 + 28HNO3 = 2H3AsO4 + 3H2SO4 + 28NO2 + 8H2O.

    При вычислении эквивалентов элементов и их соединений необходимо учитывать, что эквивалент окислителя (восстановителя) равен его молекулярной массе, деленной на  число электронов, которое приобретается (теряется) одной молекулой окислителя (восстановителя) в рассматриваемой окислительно-восстановительной реакции.

    Пример 3. Сколько граммов FeSO4 можно окислить в присутствии H2SO4 с помощью 100 мл 0,25 н. раствора K2CrO4?

    Решение. В 100 мл 0,25 н. раствора K2CrO4 содержится 0,025 моль-экв. окислителя; 0,025 моль-экв. окислителя могут окислить 0,025 моль-экв восстановителя. Так как эквивалент восстановителя FeSO4 равен его молекулярной массе (Fe2+e = Fe3+) , т.е. 151,9, то искомая масса составит: 151.9 ∙ 0,025 = 3,8г FeSO4.

Вариант 1

1. Окислительно-восстановительные реакции выражаются ионными         уравнениями:

Сг2O72- + 14Н+ + 6Cl  3С12 + 2Сг3+ +2О;

2Fe3+ + S2-  2Fe2+ + S.

    Составьте электронные и молекулярные уравнения. Для каждой реакции укажите, какой ион является окислителем, какой – восстановителем; какой ион окисляется, какой – восстанавливается.

2. Какая часть эквивалента содержится в 250 мл раствора FeSO4, содержащего 4 % FeSO4∙7H2O (ρ = 1,02 г/мл)?

Вариант 2

1. Реакции выражаются приведенными схемами:

Р + НIO3 + Н2O  Н3РO4 + HI;

H2S + Сl2 + Н2O H2SO4 + НСl.

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

2. Вычислите эквиваленты следующих восстановителей, исходя из их молекулярных масс: K2SO3, FeCO3, SnCl2, H3PO3.

Вариант 3

1. KMnO4 восстанавливается в кислой среде в соединения, содержащие ион Mn2+, в нейтральной и слабощелочной среде – в MnO2. Вычислить эквивалент KMnO4 в каждом случае.

2. Какие из приведенных реакций, протекающих по схемам, являются окислительно-восстановительными?

К2Сr2O7 + H2SO4 (конц) СrO3 + K2SO4 + Н2О;

KBr + KBrO3 + H2SO4  Вr2 + K2SO4 + Н2O;

Na2SO3 + КМnО4 + Н2О  Na2SO4 + MnO2 + КОН.

    Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций. Для каждой из этих реакций укажите, какое вещество является окислителем, какое – восстановителем.

    К каким типам реакций окисления-восстановления можно отнести данные уравнения?

Вариант 4

1. Какие из приведенных реакций, протекающих по схемам, являются окислительно-восстановительными?

Са(НСO3)2 + Са(ОН)2  2СаСО3 + 2О;

PbS + HNO3  S + Pb(NO3)2 + NO + H2O;

KMnO4 + H2SO4 + KI I2 + K2SO4 +MnSO4 + H2O.

    Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций. Для каждой из этих реакций укажите, какое вещество является окислителем, какое – восстановителем.

2. Какую долю эквивалента составляют 0,971 г K2CrO4 как окислителя?

Вариант 5

1. Какие из приведенных реакций, протекающих по схемам, являются окислительно-восстановительными?

SbCl3 + H2O Sb(OH)Cl2 + HCI;

H2SO3 + HC1O3  H2SO4 + HCI;

  EuSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4  Eu2(SO4)3 + K2SO4 + Cr2(SO4)8 + H2O.

    Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций. Для каждой из этих реакций укажите, какое вещество является окислителем, какое – восстановителем.

2. С учетом степени окисления хрома, серы и азота объясните, какое из соединений – дихромат калия, сероводород, азотистая кислота будут проявлять свойства только окислителя, только восстановителя или свойства и окислителя и восстановителя одновременно?

Вариант 6

1. Составьте соответствующие уравнения реакций, идущие по схемам:

    а) Mn+2 + PbO2 + H+MnO4 + Pb+2 + H2O;

    б) As2S3 + H2O2 → AsO43– + SO4 + H+ + H2O;

    в) SO32– + ClO3 → SO42– + Cl.

    Укажите вещества, являющиеся окислителями и вещества, являющиеся восстановителями. К каким типам реакций окисления-восстановления можно отнести данные уравнения?

2. Какой объем раствора дихромата калия, содержащего 14 г K2Cr2O7 в1 л, необходим для окисления 2 л 0,1М раствора сероводорода в присутствии разбавленной серной кислоты?

Вариант 7

1.  Реакции выражаются приведенными схемами:

KC1O3 + Na2SO3 + H2SO4  KCI + Na2SO4 + H2O;

KMnO4 + HBr Br2 + KBr + MnBr2 + H2O.

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

2. Какую массу сульфата железа  (II) можно окислить в присутствии серной кислоты с помощью 200 мл 0,25 н. раствора дихромата калия K2Cr2O7?

Вариант 8

1.  Реакции выражаются приведенными схемами.

KMnO4 + Na2SO3 + KOH  K2MnO4 + Na2SO4 + H2O;

P + HNO3 + H2O H3PO4 +Н2O.

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

2. К азотнокислому раствору, содержащему 0,02 моль Mn2+ прибавлено 0,87г сурика Pb3O4. Определите, какое вещество и какой массы осталось после реакции? Составьте уравнение реакции и укажите атомы окислителя и восстановителя.

Вариант 9

1. Какие из приведенных реакций, протекающих по схемам, являются окислительно-восстановительными?

CuSO4 + 2NaOH Cu(OH)2 + Na2SO4;

H3AsO3 + KMnO4 + H2SO4  H3AsO4 +MnSO4 + K2SO4 + H2O;

P + HC1O3 + H2O H3PO4 + HCI.

    Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций. Для каждой из этих реакций укажите, какое вещество является окислителем, какое – восстановителем.

2. Кислоты H3PO2 и H3PO3 являются сильными восстановителями. Составить уравнения реакций взаимодействия данных кислот с раствором нитрата серебра AgNO3.

Вариант 10

1. Окислительно-восстановительные реакции выражаются ионными уравнениями:

O2 + 4H+ + 4C1  2C12 + H2O;

Ti4+ + Zn  Ti3+ + Zn2+.

    Составьте электронные и молекулярные уравнения. Для каждой реакции укажите, какой ион является окислителем, какой – восстановителем; какой ион окисляется, какой – восстанавливается.

2. Гидросульфид натрия получают в техн