БДЗ по химии / VAR48

ВАРИАНТ 48.

Задание 3.2в

Полная электронная формула:

₅₇La 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p⁶5d¹6s².

Сокращенная электронная формула в виде энергетических ячеек:

₅₇La [ ]4s² _/ 4p⁶ _{\ /} 4d¹⁰_{\ /}4f⁰ _\ 5s² _/ 5p⁶ _{\ /}5d¹_\ 6s²































Лантан  d-элемент; к его электронным аналогам относятся скандий Sc, иттрий Y, актиний Ac.

Высшая степень окисления лантана 3 ; это возбужденное состояние характеризуется следующими значениями квантовых чисел:

₅₇La^* … 5s² _/ 5p⁶ _{\ /} 5d¹ _\ 6s¹ _/ 6p¹ _\















n

5

6

6

l

2

0

1

m

0

0

0

s

½

½

½

Задание 3.3в

UO₂SO₄ ; O^2 O^2 O^2 Все связи ковалентные полярные с долей ионности.

\\ / \ // Степень ионности связи OU (разность

U^6 S^6 электроотрицательностей 1,6) больше, чем связи

// \ / \\ SO (ЭО = 0,9 ).

O^2 O^2 O^2

UO₃ ; O^2 Связи UO ковалентные полярные с долей ионности

|| (ЭО = 1,6 ).

O^2 = U^6 = O^2

UO₄ ; O^1  O^1 Связи UO ковалентные полярные (ЭО = 1,6 ) с долей

\ / ионности, в то время как в ковалентных неполярных связях

U^6 OO (ЭО = 0 ) степень ионности равна нулю.

// \\

O^2 O^2

Задание 3.7

H₂(г)  2H(г) ; H₁ = 435кДж/моль, следовательно H_обр(H) = H₁/2 = 217,5 кДж/моль.

Cl₂(г)  2Cl(г) ; H₂ = 243кДж/моль, следовательно H_обр(Cl) = H₂/2 = 121,5 кДж/моль.

По условию, H_обр(HCl) = 92 кДж/моль.

Тогда для реакции H(г) + Cl(г)  HCl(г)

H₃ = H_обр(HCl)  H_обр(H)  H_обр(Cl) = 431 кДж

Т. е. энергия связи HCl равна E_связи= H₃ = 431 кДж/моль.

Задание 3.10

Для обратимой простой реакции A(г) + 2B(г) = 2C(г) + Q рассмотрим скорости прямой и обратной реакций:

а) V_пр= k_прp(A)p²(B) , причем согласно правилу Вант-Гоффа , по условию _пр= 2 (т.к. прямая реакция является экзотермической). Значит при повышении температуры на 20C, константа скорости прямой реакции возрастет в 4 раза, а при одновременном увеличении давления в 3 раза множитель p(A)p²(B) возрастет в 27 раз; т.е. скорость прямой реакции при указанных изменениях увеличится в 108 раз.

б) аналогично для обратной реакции: V_обр= k_обрp²(C) , _пр= 3; при указанных изменениях константа скорости обратной реакции возрастет в 9 раз, а множитель p²(C) возрастет также в 9 раз ; т.е. скорость обратной реакции увеличится в 81 раз.

Отсюда видно, что скорость прямой реакции возрастает сильнее, чем скорость обратной. Следовательно, равновесие сместится в сторону прямой реакции, т.е. вправо.

Задание 3.15

По уравнению реакции 2NO₂ = 2NO + O₂ видно, что если [NO] = 0,024 моль/л , то [O₂] = [NO]/2 = 0,012 моль/л, а исходная концентрация c(NO₂) больше равновесной [NO₂] на 0,024 моль/л, т.е. c(NO₂) = [NO₂] + [NO] = 0,03 моль/л. Тогда константа равновесия равна :

.

Задание 3.18д

Найдем концентрацию ионов водорода. Уксусная кислота диссоциирует по уравнению:

CH₃COOH = CH₃COO^ + H^.

концентрации: (0,02c)0,02 моль/л c моль/л c моль/л.

Отсюда получаем , отсюда c = 6·10^4 моль/л.

Итак, в 0,02 моль/л растворе уксусной кислоты концентрация ионов водорода равна 6·10^4 моль/л. Следовательно, степень диссоциации равна:.

Если к одному литру 0,02 моль/л раствора кислоты добавить 16,4 г. CH₃COONa (что составляет 0,2 моль), то [CH₃COO^]  0,2 моль/л, следовательно получаем:

; [H^] = 1,8·10^6 моль/л,

т.е. концентрация ионов водорода уменьшается в 333,3 раза.

Задание 3.35

Рассмотрим процесс электролиза раствора CuCl₂ .

Теоритически возможные процессы на катоде:

1) Cu^2 + 2e^  Cu⁰ , E₁= E⁰(Cu^2/ Cu⁰) = 0,337 B ;

2) 2H^ + 2e^  H₂ , E₂ =  0,059pH .

Очевидно, что E₁ > E₂ , поэтому на катоде идет первая реакция ( восстановление меди ).

Теоритически возможные процессы на аноде:

3) 2Cl^  2e^  Cl₂⁰ , E₃= E⁰(Cl⁰/ Cl^)  (Cl₂) = 1,46 B ;

4) 2H₂O  4e^  4H^ + O₂ , E₄ = 1,23  0,059pH  (O₂) > 1,917 B .

Очевидно, что E₃ < E₄ , поэтому на аноде идет реакция 3 .

Тогда суммарная реакция такова: CuCl₂ Cu + Cl₂

Задание 3.45г

Согласно электронной теории кислот и оснований Льюиса, кислота является акцептором, а основание  донором электронов. Следовательно, в реакции

BF₃ + F^ = [BF₄]^

BF₃ является кислотой Льюиса, а F^  основанием Льюиса.

Задание 4.1г

CuCl₂ + H₂S  CuS + 2HCl ; AgNO₃ + NaCl  AgCl + NaNO₃ ;

FeCl₃ + 3KCN  K₃[Fe(CN)₆] + 3KCl ; AgBr + 2Na₂S₂O₃  Na₃[Ag(S₂O₃)₂] + NaBr ;

Ba(OH)₂ + SO₂  BaSO₃ + H₂O ; 2NaOH + WO₃  Na₂WO₄ + H₂O ;

Al₂O₃ + 2NaOH  2NaAlO₂ + H₂O ; 3KOH + Cr(OH)₃  K₃[Cr(OH)₆] ;

CaO + SiO₂  CaSiO₃ ; Al₂O₃ + K₂O  2KAlO₂ ;

2La + 3Cl₂  2LaCl₃ ; Cu + 2H₂SO₄(конц)  CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O ;

2Sc + 3H₂SO₄(разб)  Sc₂(SO₄)₃ + 3H₂ ; Fe + CuSO₄  Cu + FeSO₄ .

Задание 4.3в

Cr₂S₃ + 6H₂O  2Cr(OH)₃ + 3H₂S ;

ThCl₄ + 2H₂O  Th(OH)₂Cl₂ + 2HCl , Th^4 + 2H₂O  Th(OH)₂^2 + 2H^ ;

KCN + H₂O  KOH + HCN , CN^ + H₂O  OH^ + HCN ,

NaH + H₂O  NaOH + H₂ ; NaH + H₂O  Na^ + OH^ + H₂ ;

CeC₂ + 4H₂O  Ce(OH)₄ + C₂H₄ .

Задание 4.4

2KMnO₄ + 10FeSO₄ + 8H₂SO₄  2MnSO₄ + K₂SO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + 8H₂O ;

Mn^7 + 5e^  Mn^2 ·1

Fe^2  e^  Fe^3  ·5

MnO₄^ + 5Fe^2 + 8H^  Mn^2 + 5Fe^3 + 4H₂O .

2KMnO₄ + 6KI + 4H₂O  2MnO₂ + 3I₂ + 8KOH ;

Mn^7 + 3e^  Mn^4 ·2

2I^1  2e^  I₂⁰  ·3

2MnO₄^ + 6I^ + 4H₂O  2MnO₂ + 3I₂ + 8OH^ .

2KMnO₄ + K₂SO₃ + 2KOH  2K₂MnO₄ + K₂SO₄ + H₂O ;

Mn^7 + e^  Mn^6 ·2

S^4  2e^  S^6  ·1

2MnO₄^ + SO₃^2 + 2OH^  2MnO₄^2 + SO₄^2 + H₂O .

Как видно из молекулярно-ионных уравнений, во всех реакциях принимают участие ионы H^ или OH^. Следовательно, в зависимости от их концентрации, т. е. от pH среды, будет меняться разность потенциалов восстанавливающегося и окисляющегося элементов.

Поэтому для различных условий, т. е. для различных значений pH среды, энергетически выгодны будут различные реакции, что и видно из уравнений.

Задание 4.8а

KI + AgNO₃  AgI + KNO₃ ;

mAgI + nKI { [ mAgI ]  nI^xK^ }^(n-x) (n-x)K^

||

|

AgNO₃ + KI  AgI + KNO₃ ;

mAgI + nAgNO₃  { [ mAgI ]  nAg^xNO₃^}^(n-x) (n-x)NO₃^

||

|