Контрольная работа по "Химии". 89

Молярная масса СО2 = 44г/ моль .

Количество вещества СО2 =11/44 = 0,25 моль

Один моль любого газа при  нормальных условиях занимают объем.равный 22,4.л

Объем СО2 = 22,4Х0,25 =5,6л

 

Задание 3(14)

Составьте формулы всех солей, соответствующих  кислотам и основаниям, приведенным  для вашего задания в таблице 1. Для амфотерных гидроксидов необходимо составить формулы их солей, образованных как при реакциях с кислотами, так и с основаниями. Приведите реакцию получения одной из солей в молекулярной и ионной форме. При написании уравнений руководствоваться таблицей растворимости и таблицей степеней диссоциации.

                                                                                                                               

№ задания	Исходные вещества
1	2
14	NH4OH,     Cu(OH)2,         H2CO3,       H2SeO4

 

Решение

NH₄OH     =>  NH₄NO₃

Сu(OH)₂    =>  СuCl₂ и K₂CuO₂

H₂CO₃       =>  Na₂CO₃

H₂SeO₄      =>  K₂SeO₄

 

2NH₄OH+Cu(NO₃)₂ = 2NH₄NO₃ + Cu(OH)₂

2NH₄⁺ +2OH^- + Cu²⁺ +2NO₃^- = 2NH₄⁺ + 2NO₃^- + Cu(OH)₂

Cu²⁺ +2OH^- = Cu(OH)₂

 

 

Задание 4 (25)

Составьте электронные  формулы и представьте графически размещение электронов по квантовым  ячейкам для указанных в таблице 2 элементов, соответствующих вашему заданию. Проанализируйте возможности  разъединения спаренных электронов при возбуждении атомов с образованием валентных электронов в соответствии с теорией спин-валентности.                                                                                                                                        

№ задания	Элементы
25	Алюминий, мышьяк

Решение

Алюминий: ₁₃Al  1s²  2s²  2p⁶  3s² 3p¹

Мышьяк:     ₃₃As 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p³

 

Размещение электронов по квантовым ячейкам:

p

p

s

s

↑↓

↑↓

↑↓

s

↑

Al

1

↑↓

2

↑↓

3

↑↓

 

d

p

p

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

p

s

s

↑↓

↑↓

↑↓

s

↑↓

↑↓

↑↓

s

↑

↑

↑

As

1

↑↓

2

↑↓

3

↑↓

4

↑↓

 

 

 

В стационарном (нормальном) состоянии атома алюминия на внешнем  энергетическом уровне только 1 неспаренный электрон (3р-электрон). Валентность алюминия, таким образом, равна 1.

В стационарном (нормальном) состоянии атома мышьяка на внешнем  энергетическом уровне 3 неспаренных электрона (4p-электроны). Валентность мышьяка, таким образом, равна 3.

 

Атом алюминия также может находиться в возбужденном состоянии. В этом состоянии в  атоме алюминия один s-электрон 3s-подуровня перескакивает на 3p-подуровень. Образуется 3 неспаренных электрона с одинаковыми спинами.  Таким образом, валентность алюминия в возбужденном состоянии равна 3.

			p
	s	↑	↑
Аl      B*=3                         3	↑

 

Атом мышьяка также  может находиться в возбужденном состоянии. В этом состоянии в  атоме мышьяка один s-электрон 4s-подуровня перескакивает на 4d-подуровень. Образуется 5 неспаренных электрона с одинаковыми спинами.  Таким образом, валентность мышьяка в возбужденном состоянии равна 5.

 

							d
			p		↑
	s	↑	↑	↑
As         B*=5                        3	↑

 

 

Задание 5 (33)

Проанализируйте изменение величины зарядов ядер, радиусов атомов, электроотрицательностей и степеней окисления элементов в соответствии с вашим вариантом (см. Табл.3). Каковы закономерности этих изменений при движении по группе сверху в низ или по периоду слева на право? Как изменяется при этом направлении металличность элементов и характер их оксидов и гидроксидов?

                                                                                                                              Таблица 3                                                                                                                                                         

№ задания	Задание
33	Элементы 4 периода

 

Решение

Элементы 4 периода : K, Ca, Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Ga, Ge, As, Se, Br, Kr

Радиус атома уменьшается от калия к криптону, так как число энергетических уровней одинаково у элементов одного периода, а с увеличением заряда ядра увеличивается сила притяжения электронов внешнего энергетического уровня к ядру.

Заряд ядра увеличивается от калия к криптону (слева направо исходя из расположения этих элементов в Периодической  системе).

 

Значения  электроотрицательностей в целом увеличиваются от калия до брома (у криптона она равна нулю, так как он инертных газ), так как с увеличением порядкового номера и одинакового числа энергетических уровней увеличивается сила притяжения электронов внешнего энергетического уровня к ядру, и соответственно увеличиваются окислительные (неметаллические) свойства. Таким образом, калия ярко выраженный металл - сильный восстановитель, а бром - неметалл, сильный окислитель. Максимальная степень окисления увеличивается от +1 у калия до +7 у брома (если смотреть s- и p-элементы данного периода) Максимальная степень окисления d-элементов этого периода (Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn) чаще всего равна номеру групп , в которых находятся эти элементы.

 

В группах  заряд ядра увеличивается в связи  с увеличением порядковых номеров  элементов. Радиус атома в группах  увеличивается сверху вниз, так как  увеличивается число энергетических уровней. Электроотрицательность в группах уменьшается сверху вниз, т.к уменьшаются неметаллические свойства и увеличиваются металлические ввиду уменьшения силы притяжения электронов внешнего энергетического уровня к ядру. По этим же причинам увеличивается максимальная степень окисления.

 

В периодах слева направо заряд  ядра увеличивается в связи с  увеличением порядковых номеров  элементов. Радиус атома же незначительно  уменьшается ввиду увеличения притяжения электронов внешнего энергетического  уровня к ядру. Электроотрицательность элементов увеличивается слева направо, так как увеличиваются неметаллические свойства. Значения максимальной степени окисления чаще всего увеличивается слева направо, так как увеличивается число электронов на внешнем энергетическом уровне, который атом того или иного элемента может отдать в ходе химической реакции.

 

 

Задание 9 (85)

Составьте ионные и молекулярные уравнения  гидролиза приведенных в вашем  задании солей. Укажите реакцию  среды в растворе соли. Напишите выражение для константы гидролиза.: Сульфат аммония, цианид калия.

Решение

Сульфат аммония (NH₄)₂SO₄ – соль, образованная сильной кислотой и слабым основанием, гидролизуется по катиону. Среда гидролиза - кислая. pH<7. Гидролиз идет 1 ступенm.

 

NH₄⁺ + H₂O = NH₄OH + H⁺

(NH₄)₂SO₄ + 2H₂O = 2NH₄OH + H₂SO₄

2NH₄⁺ + SO₄^2- + 2H₂O = 2NH₄OH + 2H⁺+ SO₄^2-

Выражение для константы  гидролиза:

 

 

Цианид калия KCN – соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой, гидролизуется по аниону. Среда гидролиза – щелочная. pH>7. Гидролиз идет в 1 ступень

 

CN^- + H₂O = HCN + OH^-

KCN + H₂O = HCN + KOH

K⁺ + CN^- + H₂O = HCN + K⁺ + OH^-

 

Выражение для константы  гидролиза:

Задание 11 (109)

Составьте электронные  уравнения и подберите коэффициенты в реакциях, соответствующих вашему заданию. Рассчитайте, сколько граммов  окислителя требуется для восстановления 10 г соответствующего реакции восстановителя.

Na₂S + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄=Na₂SO₄+K₂SO₄+Cr₂(SO₄)₃+H₂O

 

Решение

 

 

Окислитель		6	24	4	Восстановление
Восстановитель		8		3	Окисление

 

Окислитель K₂Cr₂O₇

Восстановитель Na₂S

Железо

26 Fe   Железо  Iron (Ar)3d64s2

Атомный номер 26 Атомная масса 55,845 Плотность, кг/м³ 7860 Температура плавления, °С 1536 Температура кипения, °С около3200° Теплоемкость, кДж/(кг·°С) 0,46 Электроотрицательность 1,8 Ковалентный радиус, Å 1,17 1-й ионизац. потенциал, эв 7,87

Физические свойства Железа. Значение Железа в современное технике определяется не только его широким распространением в природе, но и сочетанием весьма ценных свойств. Оно пластично, легко куется как в холодном, так и нагретом состоянии, поддается прокатке, штамповке и волочению. Способность растворять углерод и других элементы служит основой для получения разнообразных железных сплавов.

Железо может существовать в виде двух кристаллических решеток: α- и γ-объемноцентрированной кубической (ОЦК) и гранецентрированной кубической (ГЦК). Ниже 910°С устойчиво α-Fe с ОЦК-решеткой (а = 2,86645Å при 20 °С). Между 910 °С и 1400°С устойчива γ-модификация с ГЦК-решеткой (а = 3,64Å). Выше 1400°С вновь образуется ОЦК-решетка δ-Fe (a = 2,94Å), устойчивая до температуры плавления (1539 °С). α-Fe ферромагнитно вплоть до 769 °С (точка Кюри). Модификации γ-Fe и δ-Fe парамагнитны.

Полиморфные превращения  Железа и стали при нагревании и охлаждении открыл в 1868 году Д. К. Чернов. Углерод образует с Железом твердые  растворы внедрения, в которых атомы С, имеющие небольшой атомный радиус (0,77Å), размещаются в междоузлиях кристаллической решетки металла, состоящей из более крупных атомов (атомный радиус Fe 1,26 Å). Твердый раствор углерода в γ-Fe называется аустенитом, а в α-Fe - ферритом. Насыщенный твердый раствор углерода в γ-Fe содержит 2,0% С по массе при 1130 °С; α-Fe растворяет всего 0,02- 0,04% С при 723 °С, и менее 0,01% при комнатной температуре. Поэтому при закалке аустенита образуется мартенсит - пересыщенный твердый раствор углерода в α-Fe, очень твердый и хрупкий. Сочетание закалки с отпуском (нагревом до относительно низких температур для уменьшения внутренних напряжений) позволяет придать стали требуемое сочетание твердости и пластичности.

Физические свойства Железа зависят от его чистоты. В промышленных железных материалах Железу, как правило, сопутствуют примеси углерода, азота, кислорода, водорода, серы, фосфора. Даже при очень малых концентрациях эти примеси сильно изменяют свойства металла. Так, сера вызывает так называемых красноломкость, фосфор (даже 10^-2% Р) - хладноломкость; углерод и азот уменьшают пластичность, а водород увеличивает хрупкость Железа (т. н. водородная хрупкость). Снижение содержания примесей до 10^-7 - 10^-9% приводит к существенным изменениям свойств металла, в частности к повышению пластичности.

Ниже приводятся физические свойства Железа, относящиеся в основном к металлу с общим содержанием  примесей менее 0,01% по массе:

Атомный радиус 1,26Å

Ионные радиусы Fe²⁺0,80Å, Fe³⁺ 0.67Å

Плотность (20°C) 7 ,874 г/см³

t_пл 1539°С

t_кип около 3200°С

Температурный коэффициент  линейного расширения (20°С) 11,7·10^-6

Теплопроводность (25°С) 74,04 вт/(м·K) [0,177 кал/(см·сек·град)]

Теплоемкость Железа зависит  от его структуры и сложным  образом изменяется с температурой; средняя удельная теплоемкость (0-1000°С) 640,57 дж/(кг·К) [0,153 кал/(г·град)].

Удельное электрическое  сопротивление (20°С) 9,7·10^-8 ом·м

Температурный коэффициент  электрического сопротивления (0-100°С) 6,51·10^-3

Модуль Юнга 190-210·10³ Мн/м² (19-21·10³ кгс/мм²)

Температурный коэффициент  модуля Юнга 4·10^-6

Модуль сдвига 84,0·10³ Мн/м²

Кратковременная прочность  на разрыв 170-210 Мн/м²

Относительное удлинение 45-55%

Твердость по Бринеллю 350-450 Мн/м²

Предел текучести 100 Мн/м²

Ударная вязкость 300 Мн/м²

Химические свойства Железа. Конфигурация внешней электронной оболочки атома 3d⁶4s². Железо проявляет переменную валентность (наиболее устойчивы соединения 2- и 3-валентного Железа). С кислородом Железо образует оксид (II) FeO, оксид (III) Fe₂O₃ и оксид (II,III) Fe₃O₄(соединение FeO c Fe₂O₃, имеющее структуру шпинели). Во влажном воздухе при обычной температуре Железо покрывается рыхлой ржавчиной (Fe₂O₃·nH₂O). Вследствие своей пористости ржавчина не препятствует доступу кислорода и влаги к металлу и поэтому не предохраняет его от дальнейшего окисления. В результате различных видов коррозии ежегодно теряются миллионы тонн Железа. При нагревании Железа в сухом воздухе выше 200 °С оно покрывается тончайшей оксидной пленкой, которая защищает металл от коррозии при обычных температурах; это лежит в основе технического метода защиты Железа - воронения. При нагревании в водяном паре Железо окисляется с образованием Fe₃O₄ (ниже 570 °С) или FeO (выше 570 °С) и выделением водорода.

Гидрооксид Fe(OH)₂ образуется в виде белого осадка при действии едких щелочей или аммиака на водные растворы солей Fe²⁺ в атмосфере водорода или азота. При соприкосновении с воздухом Fe(OH)₂ сперва зеленеет, затем чернеет и наконец быстро переходит в красно-бурый гидрооксид Fe(OH)₃. Оксид FeO проявляет основные свойства. Оксид Fe₂O₃амфотерен и обладает слабо выраженной кислотной функцией; реагируя с более основными оксидами (например, с MgO, она образует ферриты - соединения типа Fe₂O₃·nMeO, имеющие ферромагнитные свойства и широко применяющиеся в радиоэлектронике. Кислотные свойства выражены и у 6-валентного Железа, существующего в виде ферратов, например K₂FeO₄, солей не выделенной в свободном состоянии железной кислоты.

Железо легко реагирует  с галогенами и галогеноводородами, давая соли, например хлориды FeCl₂ и FeCl₃. При нагревании Железа с серой образуются сульфиды FeS и FeS₂. Карбиды Железа - Fe₃C (цементит) и Fe₂C (е-карбид) - выпадают из твердых растворов углерода в Железе при охлаждении. Fe₃C выделяется также из растворов углерода в жидком Железе при высоких концентрациях С. Азот, подобно углероду, дает с Железом твердые растворы внедрения; из них выделяются нитриды Fe₄N и Fe₂N. С водородом Железо дает лишь малоустойчивые гидриды, состав которых точно не установлен. При нагревании Железо энергично реагирует с кремнием и фосфором, образуя силициды (например, Fe₃Si и фосфиды (например, Fe₃P).

Соединения Железа с многими элементами (О, S и другими), образующие кристаллическую структуру, имеют переменный состав (так, содержание серы в моносульфиде может колебаться от 50 до 53,3 ат.%). Это обусловлено дефектами кристаллической структуры. Например, в оксиде Железа (II) часть ионов Fe²⁺ в узлах решетки замещена ионами Fe³⁺; для сохранения электронейтральности некоторые узлы решетки, принадлежавшие ионам Fe²⁺, остаются пустыми.

Нормальный электродный  потенциал Железа в водных растворах  его солей для реакции Fe = Fe²⁺ + 2e составляет -0,44 в, а для реакции Fe = Fe³⁺ + 3e равен -0,036 в. Таким образом, в ряду активностей Железо стоит левее водорода. Оно легко растворяется в разбавленных кислотах с выделением Н₂ и образованием ионов Fe²⁺. Своеобразно взаимодействие Железа с азотной кислотой. Концентрированная HNO₃ (плотность 1,45 г/см³) пассивирует Железо вследствие возникновения на его поверхности защитной оксидной пленки; более разбавленная HNO₃ растворяет Железо с образованием ионов Fe²⁺ или Fe³⁺, восстанавливаясь до NH₃ или N₂ и N₂O. Растворы солей 2-валентного Железа на воздухе неустойчивы - Fe²⁺постепенно окисляется до Fe³⁺. Водные растворы солей Железа вследствие гидролиза имеют кислую реакцию. Добавление к растворам солей Fe³⁺тиоцианат-ионов SCN- дает яркую кроваво-красную окраску вследствие возникновения Fe(SCN)₃ что позволяет открывать присутствие 1 части Fe³⁺примерно в 10⁶ частях воды. Для Железа характерно образование комплексных соединений.