Задачи по химии

КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА 

по дисциплине «Химия»

Вариант  
 
 
 
 
 

                                               Выполнил:

                                               Студент группы  
 

                                               Проверил:

                                               Преподаватель

                                               . 
 
 

    Сызрань, 2010.

     Задача №16. Определите  молярную массу эквивалента  и фактор эквивалентности  кислоты и основания, участвующих в реакции нейтрализации. Уравнение реакции H₃PO₄ + NaOH = NaH₂PO₄ + 2H₂O 

    Решение:

    Фактор  эквивалентности кислоты находится  по формуле:

                                1

    f_экв = ----------------------------- ;

               основность кислоты

    молярная  масса эквивалента М_экв = f_экв ^. М

    В данном случае в фосфорной кислоте  замещается только 1 атом водорода, т.е. она реагирует как одноосновная. Поэтому f_экв = 1, М_экв = М(H₃PO₄) = 3^.1 + 31 + 4^.16 = 98 г/моль. 
 
 

    Задача  №35. Напишите электронные формулы атомов серы и ванадия в основном и в возбужденном состоянии. Почему сера может проявлять только четную валентность в своих соединениях? 

    Решение:

    Сера  – элемент 3-го периода, поэтому орбитали 1s, 2s и 2p заполнены целиком, и на них размещается 10 электронов. Порядковый номер серы 16, поэтому в её атоме 16 электронов. Оставшиеся 6 электронов занимают 3s и 3р – орбитали в соответствии с принципом наименьшей энергии. Таким образом, электронная формула серы в основном состоянии 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴, или [Ne]3s²3p⁴.

     Графическая схема выглядит следующим образом:

₁₆S         3s  3p    3d

              2s  2p

              1s

    В возбужденных состояниях электроны  из спаренного состояния переходят  на свободную орбиталь с более  высокой энергией, в данном случае – 3d-орбиталь:

₁₆S*         3s  3p    3d

              2s  2p

              1s

1s²2s²2p⁶3s²3p³3d¹ (однократно возбужденное состояние). 

Дважды возбужденное состояние:

1s²2s²2p⁶3s¹3p³3d² 
 

₁₆S**         3s  3p    3d

              2s  2p

              1s

    Валентность элемента (число образуемых его атомом ковалентных связей) определяется числом неспаренных электронов. В основном состоянии атома серы их 2, в возбуждённых – 4 и 6. Во всех состояниях число неспаренных электронов чётное, поэтому сера проявляет только чётную валентность (2, 4 и 6). 

    Ванадий – элемент 4-го периода, поэтому у  него полностью заняты орбитали 1s, 2s, 2p, 3s, 3p.  На них размещаются 18 электронов. Порядковый номер ванадия 23, поэтому на следующих по порядку заполнения орбиталях 4s и 3d остаётся разместить еще 5 электронов. Таким образом, электронная формула атома ванадия в основном состоянии 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d³, или [Ar]3d³4s². 3d-электроны, в соответствии с правилом Хунда, неспаренные. Графическая схема:

               4s

₂₃V         3s  3p    3d

              2s  2p

              1s

    (Рекомендация. Энергия 4s-орбитали чуть ниже, чем 3d, поэтому её лучше нарисовать ниже).

    В возбуждённом состоянии 1 электрон с 4s-орбитали перейдёт на свободную 3d-орбиталь: ₂₃V* 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹3d⁴ .

     Графическая схема:

               4s

₂₃V*         3s  3p    3d

              2s  2p

              1s 
 
 

    Задача  №56. Назовите самый активный металл и неметалл и дайте объяснение, исходя из электронного строения атома и его расположения в Периодической системе Д.И.Менделеева. 

    Решение:

    Самые активные металлы – щелочные. Они  находятся в 1 группе, главной подгруппе  Периодической системы (IA). В атомах этих элементов всего 1 электрон на внешнем уровне,  радиус этих атомов максимальный среди всех элементов периода, а заряд ядра – минимальный в периоде. Поэтому валентный электрон связан слабо и атом легко его отдаёт, превращаясь в положительно заряженный ион, что и является проявлением металлических свойств.

    В подгруппе с увеличением номера периода (т.е. сверху вниз) металлические свойства усиливаются, так как растёт радиус атома и число электронных слоёв, экранирующих валентный электрон от притяжения ядра. Поэтому самым активным металлом будет франций, а из стабильных элементов – цезий.

    Самые активные неметаллы – галогены, которые расположены в 7 группе, главной  подгруппе (VIIA). У атомов этих элементов 7 электронов на внешнем уровне, т.е. до завершения его заполнения не хватает только одного электрона, радиус атома наименьший в периоде, а заряд ядра – наибольший (не считая инертных газов). Поэтому атомы галогенов легко присоединяет электрон, превращаясь в отрицательно заряженный ион, в чём и заключаются неметаллические свойства. Эти свойства ослабевают с увеличением номера периода из-за увеличения радиуса атома и экранирования валентных электронов внутренними электронными оболочками, поэтому самый активный неметалл – фтор. 
 
 

    Задача  №75. Каковы особенности металлической связи? 

    Решение:

    Особенности металлической связи.

    Электроны, осуществляющие такую связь, делокализованы, т.е. могут свободно перемещаться в  пределах кристаллической решётки, в том числе направленно –  в электрическом поле, вследствие чего металлы проводят электрический ток. По той же причине при механической деформации металла не происходит разрыва химических связей, поэтому металлы способны к пластической деформации (обладают ковкостью).

    Металлическая связь, в отличие от ковалентной, не обладает направленностью, поэтому взаимное расположение атомов в кристалле с металлической связью определяется в основном геометрическими факторами (принцип плотнейшей упаковки), а не их электронным строением.

    Задача  №96. Вычислите энтальпию образования оксида фосфора (V), если при сгорании 4 г фосфора выделяется 97,2 кДж. 

    Решение:

    Энтальпия образования вещества (∆Н_обр) – это тепловой эффект образования 1 моля этого вещества из простых веществ. ∆Н > 0, если теплота поглощается, и меньше 0, если теплота выделяется.

    Уравнение реакции образования 1 моля оксида фосфора (V) :

    2Р  + 2,5О₂ = Р₂О₅

    Это же уравнение является уравнением сгорания 2 молей фосфора (так как коэффициент  перед формулой фосфора равен 2). Найдём массу 2 моль фосфора: m = n ^. M =

    = 2 моль ^. 31 г/моль = 62 г.

    Составим  пропорцию:

    При сгорании 4 г фосфора выделяется 97,2 кДж;

    При сгорании 62 г – х кДж

                          62 г ^. 97,2 кДж

    Отсюда  х = --------------------- = 1506,6 кДж.

                                 4 г

    Таким образом, ∆Н_обр(Р₂О₅) = -1506,6 кДж/моль.

     Задача №115. Химическая реакция протекает по уравнению: 2SO2+ O2 = 2SO3. Иcходные концентрации SO2 и О2    соответственно равны 0,4 и 0,2 моль/л . Через некоторое время концентрация SO2 уменьшилась на 0,2 моль/л. Определите равновесные концентрации всех веществ. 

    Решение:

    Согласно  уравнению реакции, 2 моль SO₂ вступают в реакцию с 1 моль кислорода и при этом образуется 2 моль SO₃. Соответственно, если израсходовалось 0,2 моль/л SO₂, то израсходовалось 0,1 моль/л кислорода и образовалось 0,2 моль/л SO₃. Равновесные концентрации исходных веществ найдём как разность начальной и израсходованной концентрации. SO₃ в начальный момент не было, поэтому его равновесная концентрация равна образовавшейся в ходе реакции:

Вещество Было  Вступило в реакцию  Равновесная конц.

                        или образовалось

SO₂  0,4   0,2    0,2 моль/л

O₂  0,2   0,1    0,1 моль/л

SO₃  0   0,2    0,2 моль/л 
 
 
 

    Задача  №136. Какой объем 50 %-ного раствора KOH требуется для приготовления 300мл 6 %-ного раствора (пл. 1,048 г/мл) 

    Решение:

    Масса 300 мл 6% раствора КОН: m_6%р-ра = ρ ^. V = 1,048 г/мл ^. 300 мл =  314,4 г.

    Масса содержащегося в нём гидроксида калия: m_KOH = 314,4 г ^. 0,06 = 18,864 г.

    Такая же масса КОН должна содержаться  в исходном 50% растворе.

    Масса исходного раствора: m_50%р-ра = m_KOH : 0,5 = 18,864 г : 0,5 = 37,728 г.

    По  разности масс исходного и конечного  растворов найдём массу воды, которую  необходимо добавить, чтобы из 50%-ного раствора получит 6%-ный.

    m_H2O = 314,4 г – 37,7 г = 276,7 г.

    Так как плотность воды равна 1 г/мл, то нужно добавить 276,7 мл воды.

    Объём исходного раствора: V_50%р-ра = V_6%р-ра – V_H2O = 300 мл – 276,7 мл = 23,3 мл. 
 
 

    Задача  №155. Какая из солей ( хлорид натрия, ортофосфат калия или хлорид меди) дает в растворе кислую реакцию среды? Ответ подтвердите уравнениями реакций. 

    Решение:

    Кислую  реакцию дают в растворе соли сильной  кислоты и слабого основания. Из перечисленных к таковым относится  только хлорид меди. Хлорид натрия –  соль сильного основания и сильной  кислоты, поэтому он не подвергается гидролизу. Среда в его растворе нейтральная. Ортофосфат калия – соль сильного основания и слабой (в отношении диссоциации по 2 и 3 ступеням) ортофосфорной кислоты, поэтому среда в его растворе щелочная.

    Уравнения гидролиза хлорида меди по 1 ступени:

    CuCl₂ + H₂O ↔ CuOHCl + HCl – в молекулярной форме;

    Cu²⁺ + H₂O ↔ CuOH⁺ + H⁺ - в ионно-молекулярной форме.

    Образуются  ионы Н+, следовательно, реакция среды  кислая.

    По 2 ступени:

    CuOHCl + H₂O ↔ Cu(OH)₂ + HCl – в молекулярной;

    CuOH⁺ + H₂O ↔ Cu(OH)₂ + H⁺ - в ионно-молекулярной.

    Гидролиз  ортофосфата натрия по 1 ступени:

    Na₃PO₄ + H₂O ↔ Na₂HPO₄ + NaOH;

    PO₄^3- + H₂O ↔ HPO₄^2- + OH^-.

    Здесь образуются ионы ОН^-, т.е. среда щелочная.

    По 2 ступени:

    Na₂HPO₄ + H₂O ↔ NaH₂PO₄ + NaOH;

    HPO₄^2- + H₂O ↔ H₂PO₄^- + OH^-.

    По 3 ступени (идёт в незначительной степени):

    NaH₂PO₄ + H₂O ↔ H₃PO₄ + NaOH;

    H₂PO₄^- + H₂O ↔ H₃PO₄ + OH^-. 
 
 

    Задача  №186. Электролиз расплава хлорида калия проводили при силе тока 15 А в течение 10 мин. Вычислите массы веществ, выделяющихся на инертных электродах. Приведите уравнения электродных процессов. 

    Решение:

    При электролизе расплава хлорида калия  на катоде будет выделяться калий:

    К⁺ + е^- = К (восстановление),

    а на аноде – хлор:

    2Cl^- - 2e^- = Cl₂ (окисление).

    Суммарное уравнение реакции электролиза 2KCl = 2K + Cl₂.

    Массы образовавшихся веществ можно вычислить  по формуле m = ItM_экв/F (закон Фарадея), где I – сила тока в амперах, t – время в секундах, М_экв – молярная масса эквивалента в г/моль, F = 96500 кулонов на моль – число Фарадея.

    Молярная  масса эквивалента вещества в окислительно-восстановительной реакции равна  молярной массе, делённой на число отданных или принятых электронов. Ион калия образует нейтральный атом, присоединяя 1 электрон.

    Следовательно, М_экв(К) = 39/1 = 39 г/моль.

    Молекула  хлора образуется из 2 атомов, каждый из которых потерял по 1 электрону, всего на молекулу – 2 электрона.

    М_экв(Сl₂) = 71/2 = 35,5 г/моль.

    1 Кл = 1 А^.с, 10 мин = 600 с.

    Находим массы веществ.

    m(K) = 15 А ^. 600 с ^. 39 (г/моль) / 96500 (А^.с/моль) = 3,6 г.

    m(Cl₂) = 15 ^. 600 ^. 35,5 / 96500 = 3,3 г. 
 
 

    Задача  №195. Какое количество электричества было пропущено для получения 22,4 л хлора (н.у.) при электролизе раствора соляной кислоты? Приведите уравнения электродных процессов. 

    Решение:

    При электролизе раствора соляной кислоты на катоде выделяется водород, а на аноде – хлор:

    (К)  2Н⁺ + 2е^- = Н₂ (восстановление);

    (A) 2Cl^- - 2e^- = Cl₂ (окисление).

    Количество  электричества Q – это произведение силы тока на время (It).

    Из  закона Фарадея It = mF/M_экв.

    M_экв (Cl₂) = 35,5 г/моль (см. предыдущую задачу).

    22,4 л хлора – это объём, который  занимает 1 моль. Поэтому масса хлора  равна молярной массе, т.е. 71 г.  Подставляем эти значения в  формулу:

    Q = 71 г ^. 96500 (Кл/моль) / 35,5 (г/моль) = 193000 Кл. 
 
 

    Задача  №206. Составьте схему коррозионного процесса, протекающего при контакте магния с кобальтом во влажном воздухе и в растворе соляной кислоты. 

    Решение:

    Анодом  будет более активный (стоящий  левее в ряду напряжений, обладающий меньшим стандартным электродным  потенциалом) магний, катодом – менее активный (правее в ряду напряжений, больший электродный потенциал) кобальт.

    Во  влажном воздухе (нейтральная среда):

    (А)  Mg – 2e^- = Mg²⁺ (окисление);

    (К)  2H₂O + O₂ + 4e^- = 4OH^- (восстановление).

    Из  ионов Mg²⁺ и OH^- образуется гидроксид магния. Суммарное уравнение реакции:

    2Mg + 2H₂O + O₂ = 2Mg(OH)₂

    В растворе соляной кислоты (кислая среда):

    (А)  Mg – 2e^- = Mg²⁺ (окисление);

    (К) 2Н⁺ + 2е^- = Н₂ (восстановление).

    Из  ионов Mg²⁺ и Cl^- (последний – из соляной кислоты) образуется хлорид магния. Суммарное уравнение реакции:

    Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂

    Кобальт не будет подвергаться коррозии до тех пор, пока не израсходуется весь магний.

    Задача  №235. Определите заряд внутренней и внешней сферы, координационное число и заряд комплексообразователя в соединении: Ag(NH3)2  Cl  .Составьте уравнение диссоциации указанной соли. 

    Решение:

    В соединении [Ag(NH₃)₂]Cl комплексообразователем является ион Ag⁺, лигандами – молекулы NH₃, внутренней сферой – ион [Ag(NH₃)₂]⁺, внешней сферой – ионы Cl^-.

    Заряд внешней сферы равен -1, так как она представлена одним однозарядным хлорид-анионом.

    Заряд внутренней сферы равен по величине и противоположен по знаку заряду внешней сферы, т.е. он равен +1.

    Лиганды представлены нейтральными молекулами аммиака, поэтому заряд комплексообразователя  равен заряду всей внутренней сферы, т.е. +1.

    Координационное число равно числу лигандов, т.е. 2.

    Диссоциация: [Ag(NH₃)₂]Cl ↔ [Ag(NH₃)₂]⁺ + Cl^-

    Далее (в малой степени) возможна диссоциация  комплексного иона:

    [Ag(NH₃)₂]⁺ ↔Ag⁺ + 2NH₃.

     Литература.

1. Ахметов. Н.С. Общая и неорганическая химия. Учебник для вузов. М., 2002.
2. Глава 4. Химическая термодинамика. Энергия Гиббса. http://chemistry.ru/course/content/chapter4/section/paragraph6/theory.html
3. Гуров А.А., Бадаев Ф.З.и др. Химия: Учебник. М., 2004.
4. Некрасов Б.В. Основы общей химии. М., 1973.
5. Никольский А.Б., Суворов А.В. Химия: учебник для вузов. СПб., 2001.