Контрольная работа по "Неорганическая химия"

 

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования

РОССИЙСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТОРГОВО-ЭКОНОМИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ

 КРАСНОДАРСКИЙ ФИЛИАЛ

(Краснодарский филиал РГТЭУ)

 

 

 

Факультет ___________________________________________________

Кафедра ______________________________________________________

 

 

КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА

 

ВАРИАНТ № _____

 

 

по дисциплине:_____________________________________________________

 

студента (ки) __курса очной (заочной) формы обучения группы____________

специальности______________________________________________________

___________________________________  «___»__________2014 г._________

                                (Ф.И.О.)                                                                                                                   (подпись)

 

 

 

Преподаватель  _________________________________________

(ученая степень, ученое звание, Ф.И.О.)

 

 

 

 

 

 

 

 

Краснодар

2014г.

 

 

Вопрос№1: Гетерогенные равновесия в растворах. Условия образования осадка. Понятие ПР. Расчет растворимости труднорастворимых веществ по значениям ПР.

Гетерогенная система, в отличие от гомогенной, представляет собой такую физико-химическую систему, в которой существуют различающиеся между собой по физическим свойствам фазы. То есть, в ней имеются части, у которых различны агрегатные состояния и состав элементов. Одна фаза такой системы отделяется от другой границей, переход через которую вызывает качественный скачок в изменении физико-химических свойств системы (вещества). Такими изменчивыми параметрами могут быть форма и структура кристаллической решетки, плотность вещества, его состав, электромагнитное поле и другие. Если в условиях равновесия в газовой реакции одно или несколько реагирующих веществ находятся в жидком или твердом состоянии и не образуют растворов между собой, то их концентрации в газовой фазе равны концентрациям их насыщенного пара и являются для данной t˚ величиной постоянной. Величина константы может быть упрощена.

Например:

Это равенство показывает, что концентрация СО2, отвечающая равновесию, должна быть в этой реакции для каждой t˚ величиной постоянной и не зависеть от концентрации CaCO3 иCaO. Давление СО2, отвечающее этой концентрации пи данной t˚ является тоже величиной постоянной. Оно называется давлением (или упругостью) диссоциации.

Если система находится в состоянии равновесия, то оно будет сохраняться, пока внешние условия не изменятся. Если же это произойдет, то скорости Vпр и Vобр изменятся и система выйдет из равновесия. Наибольшее значение имеют случаи нарушения равновесия при изменении концентрации одного из веществ, давлении и t˚. Это определяется правилом, которое получило название принципа Ле-Шателье (1884г) или принципа подвижного равновесия: если на систему, находящуюся в истинном равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий, определяющих положение равновесия, то в системе усилится то из направлений процесса, которое ослабляет эффект этого воздействия, и положение равновесия сместится в том же направлении. Рассмотрим влияние различных факторов на химическое равновесие.

Влияние t˚ на равновесие. В соответствии с принципом Ле-Шателье, нагревание вызывает смещение равновесия в сторону того из двух процессов, протекание которого сопровождается поглощением теплоты. Оно вызывает возрастание константы равновесия эндотермического процесса. Понижение t˚ ведет к обратному, иначе охлаждение благоприятствует экзотермическому процессу и вызывает увеличение константы равновесия. Направление смещения равновесия при изменении t˚ определяется знаком теплового эффекта. Степень смещения равновесия определяется абсолютной величиной теплового эффекта; чем больше ΔН, тем значительнее влияние t˚, чем оно меньше, тем меньше влияет t˚ на равновесие. Мы знаем, что:

Заменим  , получим

По наклону прямой, выражающей зависимость lnK от 1/Т, можно определить  . Такой метод нахождения энтальпии экспериментально широко используется. Например:

В первом случае равновесие при увеличении t˚ сместиться вправо (СаО, Са), а во втором – влево (NO)

Условия образования осадка 
Осадок MeAn образуется, когда значение ионного произведения [Me+][An -] превысит значение произведения растворимости KS(MeAn), т. е. когда возникает местное пресыщение раствора. В этом месте появляются зародыши будущего кристалла (процесс зародышеобразования). С момента смешения растворов до появления зародышей проходит определенное время, называемое индукционным периодом (от долей секунды до нескольких минут). При дальнейшем прибавлении осадителя более вероятным становится процесс роста кристаллов, а не дальнейшее образование зародышей. Зародыши соединяются в более крупные агрегаты, состоящие из десятков и сотен молекул (процесс агрегации). Эта стадия соответствует коллоидным системам. Размер частиц затем увеличивается, и крупные агрегаты под действием сил тяжести выпадают в осадок. На этой стадии отдельные частицы, будучи диполями, ориентируются по отношению друг к другу так, что их противоположно заряженные стороны сближаются (процесс ориентации). Если скорость ориентации больше скорости агрегации, то образуется правильная кристаллическая решетка, в противном случае выпадает аморфный осадок. Чем менее растворимо вещество, тем быстрее образуется осадок и мельче кристаллы. Одни и те же малорастворимые вещества в зависимости от условий осаждения могут быть выделены как в кристаллическом, так и в аморфном состояниях, что определяется условиями осаждения.

Условия осаждения кристаллических и аморфных осадков 
Скорости процессов агрегации и ориентации определяются относительным пресыщением (Q-S)/S (Q – молярная концентрация смешиваемых реагентов до начала осаждения, Q=C/2; S – молярная растворимость осадка после установления равновесия). Эта эмпирическая формула справедлива при смешении разных объемов растворов с одинаковой концентрацией реагирующих веществ. Чем ниже растворимость осадка S и чем выше концентрация реагирующих веществ Q, тем больше образуется зародышей и тем больше скорость агрегации. И наоборот, чем меньше разность Q-S, т. е. чем выше растворимость осадка и ниже концентрация осаждаемого вещества, тем выше скорость ориентации. Таким образом, для получения крупнокристаллического осадка, который легко фильтровать и промывать, необходимо проводить осаждение из разбавленных растворов медленным прибавлением осадителя и при нагревании. Аморфные осадки склонны к коллоидообразованию. Поэтому при осаждении нужно создать условия, способствующие коагуляции коллоидных растворов. Для этого осаждение аморфных осадков проводят из концентрированных растворов концентрированным раствором осадителя при нагревании до 70-80º С и непрерывном помешивании. Процесс коагуляции и коллоидных растворов может быть вызван прибавлением какого-либо электролита-коагулятора (например, кислоты или различных солей аммония). Фильтрование аморфных осадков следует проводить сразу после осаждения.

 

Понятие ПР. Расчет растворимости труднорастворимых веществ по значениям ПР.

 

При растворении какого-либо вещества в воде одновременно протекают два противоположно направленных процесса, например:

Когда раствор какого-либо вещества не насыщен, то процесс растворения новых количеств этого вещества преобладает над процессом осаждения (выделения) его из раствора. В пересыщенном растворе наблюдается обратное явление — преобладает процесс выделения растворенного вещества из раствора. В насыщенном растворе, находящемся над осадком растворенного вещества, устанавливается состояние динамического равновесия. В этом случае скорость растворения равна скорости осаждения. При установившемся равновесии в единицу времени столько же ионов   переходит в осадок, сколько их переходит в раствор с поверхности осадка.

Согласно закону действия масс при установившемся равновесии в   водном растворе  :

где   и   — равновесные концентрации ионов серебра и хлора;

 — концентрация вещества в твердой фазе, т. е. содержание вещества в единице объема осадка. В гомогенных системах столкновения между элементарными частицами происходят по всей толще реагирующих веществ. В гетерогенных системах столкновение между элементарными частицами растворенного вещества и твердого вещества происходит лишь на поверхности раздела фаз, и, независимо от количества твердого вещества, его концентрация остается постоянной и не влияет на скорость реакции. Поэтому можно написать:

Произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в его насыщенном водном растворе называют произведением растворимости и обозначают знаком ПР с индексом того электролита, о котором идет речь. Например:

или в общем виде для малорастворимого бинарного электролита

(32)

т. е. при установившемся равновесии в насыщенном водном растворе мало растворимого электролита при данных температуре и давлении независимо от изменения концентраций отдельных ионов величина   остается постоянной.

Например, если в растворе   увеличить концентрацию  -ионов, то соответственно уменьшится концентрация  -ионов, и наоборот.

Значения величин произведения растворимости молено найти в справочниках. В ряде случаев данные, приводимые в различных литературных источниках, расходятся. Однако порядок цифр остается неизменные и не сказывается на результатах расчетов.

Общее уравнение, выражающее произведение растворимости. В общем виде для малорастворимого электролита  произведение растворимости выражают уравнением:

(33)

где   — равновесные концентрации катионов и анионов, образующихся при электролитической диссоциации электролита  ; а, b — коэффициенты, показывающие число соответствующих ионов, образующихся при электролитической диссоциации одной молекулы электролита.

Например:

В ненасыщенном растворе ионное произведение представляет меньшую величину, чем произведение растворимости; поэтому осадок (если он имеется) будет переходить в раствор до тех пор, пока величина ионного произведения не достигнет величины произведения растворимости. В пересыщенном растворе ионное произведение превышает произведение растворимости, поэтому осадок будет образовываться до тех пор, пока значение ионного произведения не станет равным значению произведения растворимости. В аналитической практике применение правила произведения растворимости дает возможность учитывать изменение концентрации одних ионов малорастворимого электролита в зависимости от изменения концентрации других.

 

Вопрос№2: Классы неорганических соединений. Оксиды, гидроксиды, кислоты, соли. Их взаимосвязь. Способы получения солей.

Классы неорганических веществ Классификация неорганических веществ прошла долгий путь развития и складывалась постепенно, начиная с первых опытов алхимиков. Химические элементы делятся на элементы с металлическими и неметаллическими свойствами. Многие элементы в соответствии с Периодическим законом проявляют одновременно в той или иной мере свойства металлов и неметаллов. Такие элементы называют амфотерными. В силу большого своеобразия химических свойств особо выделяют благородные газы - элементы VIIIA-группы.

Соответственно подразделению элементов классифицируют простые (одноэлементные) вещества - формы существования элементов в свободном виде. Классификация сложных веществ (двух- или многоэлементных веществ) по составу основана на наличии в соединении самого распространенного в природе элемента кислорода и на самом распространенном соединении кислорода - воде. Кислород образует соединения со всеми элементами, кроме He, Ne и Ar. Среди производных кислорода только соединения со фтором (например дифторид кислорода OF2) содержат кислород в положительной степени окисления; практически все остальные соединения кислорода - это оксиды. При реакции оксидов с водой (напрямую или косвенным путем) получаются гидроксиды - кислотные, оснóвные или амфотерные. Гидроксиды разных типов реагируют между собой и образуют кислородсодержащие соли, состоящие из катионов и анионов (кислотных остатков). Такие соли называют средними. Если соли содержат два химически разных катиона или два разных кислотных остатка, их называют соответственно двойными и смешанными. При наличии в составе кислотного остатка атомов водорода, способных к дальнейшему замещению катионами, соли называются кислыми, при наличии гидроксогрупп OH− (или оксогрупп O2−) - оснóвными солями.

Еще один обширный класс сложных веществ - бинарные соединения.

 

Оксиды, гидроксиды, кислоты, соли.

Оксиды - это сложные вещества, в состав которых входят атомы кислорода и

какого-либо другого элемента (ЭхОу)- Степень окисления кислорода в

оксидах равна -2. Например, Fe203 - оксид железа (III); СгО - оксид хрома (II)

или оксид хрома (+2). Основные, амфотерные, кислотные

Основными оксидами называются такие, которые при взаимодействии с

кислотами образуют соль и воду. Соединения этих оксидов с водой относят к

классу оснований (например, оксиду Na20 соответствует основание NaOH).

Сложные вещества

(неорганические)

ОКСИДЫ

Образуются

металлами

(MgO;CrO;CuOи дp)

Al203,BeO, ZnO, PbO,Cr203,

SnO, SnO , GeO, GeO2, Sb

O , MnO2 и др.

Образуются неметаллами и

металлами в высших

степенях окисления

(СO2; Р O ; Мn2O7 и др.)

Кислотными оксидами называются такие, которые при взаимодействии с

основаниями образуют соль и воду. Соединения этих оксидов с водой

относят к классу кислот (например, оксиду Р2O5 соответствует кислота

Н3РO4, а оксиду С1207 - кислота НСlO4).

К амфотерным оксидам относятся такие, которые взаимодействуют с

кислотами и основаниями с образованием соли и воды. Соединения этих

оксидов с водой могут иметь как кислотные, так и основные свойства

(например, амфотерному оксиду ZnO соответствует основание Zn(OH)2 и

кислота H2ZnO2)

Кислоты - сложные вещества, в состав которых входят катионы водорода,

способные замещаться на катионы металлов, и кислотные остатки (анионы).

(Существуют и другие определения  кислот и оснований - см.

дополнительную литературу.) В зависимости от числа атомов водорода в

молекуле кислоты, способных замещаться на металл, кислоты делятся на

одно- и многоосновные. Например, НCl (соляная) и HNO3 (азотная)

-одноосновные кислоты, H2SO4 (серная) - двухосновная, Н3РO4 (фосфорная) -

трехосновная. По составу кислотные остатки делятся на кислородсодержащие и

бескислородные. Например, HN03, H2S04 и все остальные кислоты, в состав

которых входит кислород, относятся к кислородсодержащим. Кислоты типа

НС1, H2S являются бескислородными.

 Химические свойства кислот

1. Водные растворы кислот взаимодействуют  с металлами, стоящими в ряду

напряжения до водорода, с образованием соли и выделением водорода

(исключение HNO3): Zn + 2HC1 = ZnCl2 + H2↑.

2. Кислоты взаимодействуют с  основными оксидами и основаниями  с

образованием соли и воды:

CuO + H2S04 = CuS04 + H20;

NaOH + НС1 = NaCl + H2O (реакция нейтрализации).

3. Кислоты взаимодействуют с  амфотерными оксидами с образованием  соли

и воды:

Сг2O3 + 6HC1 = 2СгС13 + ЗН2O.4. При нагревании некоторые кислоты разлагаются. Как правило, образуется

кислотный оксид и вода: H2SiO3 = SiO2 + H2O

 

Соли - это продукты полного или частичного замещения атомов водорода в

кислоте на атомы металла или гидроксогрупп в основании на кислотные

остатки. В случае полного замещения образуются средние (нормальные

соли). В случае частичного замещения получаются кислые и основные соли.

Средние (нормальные), Кислые, Основные Средние соли- образуются при взаимодействии кислот с основаниями, когда

количеств взятых веществ достаточно для полного замещения атомов

водорода в кислоте на атом металла или гидроксильных групп в основании

на кислотный остаток:

Аl(ОН)3 + НС1 = А1С13 + Н2O.

Кислые соли образуются мкогоосновными кислотами при взаимодействии

кислот с основаниями в тех случаях, когда количество взятого основания

недостаточно для образования средней соли, например:

H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O.

Как видно из реакции, гидроксида натрия взято вдвое меньше, чем это

требовалось бы для полного замещения атомов водорода на атом металла.

При добавлении NaOH к раствору кислой соли получается средняя соль:

NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O. Основные соли могут быть образованы только многокислотными

основаниями и в тех случаях, когда взятого количества кислоты

недостаточно для образования средней соли, например:

СОЛИ

Na3PО4 - ортофосфат

Na K2SО4 - сульфат

калия

Na2HPО4 -

гидроортофосфат

натрия

NaH PО4 -дигидроор-

тофосфат натрия

Mg(OH)Cl

-гидроксохлорид

магния А1(ОН)2С1 -

дигидроксо-

хлорид алюминияFe(OH)3 + H2S04 = FeOHSO4 + 2H2O.

При добавлении к основной соли кислоты можно получить среднюю,

например:

2FeOHSO4 + HZSO4 = Fe2(SO4)3 + 2H2O.

 

 

Вопрос№3: Практическое задание.

а) Закончите следующее уравнение окислительно-восстановительной реакции, укажите окислитель и восстановитель,  подберите коэффициенты, пользуясь методом ионно-электронного баланса:

Cl2 + KOH         KClO3 + KCl + …

 

а) J2 + 5Cl2 +6H2O → 2HJO3 + 10HCl

J20 – 10e → 2J+5     1 окислитель

Cl20 +2e →2Cl-      5 восстановитель

 

б) Напишите молекулярное и молекулярно-ионное уравнение гидролиза следующих соединений. Укажите рН полученных растворов (7>pH>7):

Cu(NO3)2; AlCl3

б)  2CuSO4 + 2H2 O ↔(CuOH)2SO4 + H2SO4  pH <7

Cu2+ + H2O ↔ CuOH+ + H+

NiCO3 + H2O ↔ Ni (OH)2 ↓+ H2CO3  pH = 7

Ni2+ + CO32- + H2 O ↔ Ni (OH)2 ↓+ H2CO3 

 

в) Составьте ионные уравнения реакции между следующими веществами:

MgCl2(p) + NaOH(p)  

в) CaCO3 (р) + 2HCl (р) → CaCl2(р) + H2O + CO2↑

Ca2+ + CO32- + 2H+ + 2Cl- → Ca2+ + 2Cl- + H2O + CO2↑

CO32- + 2H+ → H2O + CO2↑

 

г) Вычислить объем аммиака, который образуется при нагревании смеси хлорида аммония массой 321 г и гидроксида кальция, если объемная доля выхода аммиака от теоретически возможного составляет 78%.

г) NaOH + HCl → NaCl + H2O

1) ν (HCl) = V/Vm = 40/22,4 = 1,786(моль)

2) ν (NaOH) =  ν (HCl) = 1,786 моль

3) V (NaOH)= ν*Vm= 1,786*22,4= 40(мл)

 

Список используемой литературы.

1.Основы общей химии. Автор: Некрасов  Б.В. Издательство Москва-Химия 1973г.

2.Общая неорганическая химия. Автор: Ахметов А.С. Издательство Москва, Учебник для ВУЗов. 2001г.

3. Общая и неорганическая химия. Автор: Варламова Т.М., Кракова А.И., под Издательством М.: Айрис-Пресс, 2001г.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Дата написания 11.01.2014г.         _______________

подпись