БДЗ по химии / VAR07

ВАРИАНТ 7.

Задание 3.2б

Полная электронная формула:

₂₃V 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d³4s².

Сокращенная электронная формула в виде энергетических ячеек:

₂₃V [ ] 3s² _/ 3p⁶_{\ /}3d³_\ 4s²

















Ванадий V  d-элемент; к его электронным аналогам относятся ниобий Nb, тантал Ta, нильсборий Ns.

Высшая степень окисления ванадия 5 ; это возбужденное состояние характеризуется следующими значениями квантовых чисел:

₂₃V^*[ ]3s² _/ 3p⁶ _{\ /}3d³ _\ 4s¹ _/ 4p¹ _\

											
			n	3	3	3			4		4
			l	2	2	2			0		1
			m	1	0	1			0		0
			s	½	½	½			½		½

Задание 3.3б

H₂SO₃ ; O^2 Все связи ковалентные полярные с долей ионности.

|| Степень ионности связи HO (разность

H^1O^2S^4O^2H^1 электроотрицательностей 1,3) больше, чем связи

SO ( ЭО = 0,9 ).

K₂S₂O₇ ; O^2 O^2 Связи KO ионные (ЭО = 2,7 ), следовательно,

|| || они обладает большей степенью ионности, чем

K^1O^2S^6O^2S^6O^2K^1 ковалентные полярные связи SO (ЭО = 0,9 ).

|| ||

O^2 O^2

Na₂S₂O₈ ; O^2 O^2 Связь OO (ЭО = 0 ) ковалентная неполярная;

|| || остальные связи описаны в предыдущем

Na^1O^2S^6O^1O^1S^6O^2Na^1 пункте ( связь NaO аналогична KO ).

|| ||

O^2 O^2

Задание 3.6б

N₂(г) + 2H₂O(ж)  NH₄NO₂(тв) ; H₂₉₈= 37,62 кДж ;

Число моль газообразных веществ в ходе реакции уменьшается, следовательно S<0. Поэтому изменение энергии Гиббса G = H₂₉₈  T·S для этой реакции не может быть отрицательно ни при какой температуре, т. е. термодинамически протекание данной реакции невозможно при любых условиях.

Задание 3.9

2NO + 2H₂  N₂ + 2H₂O ; V = k [NO]² [H₂]

По кинетическому уравнению легко определить частные порядки по реагирующим веществам: по NO - 2; по H₂ - 1.

Общий порядок реакции равен сумме частных порядков, т. е. 3.

Экспериментальные порядки не согласуются со стехиометрическими соотношениями, т. к. данная реакция является сложной.

Задание 3.14б

CuO(тв) + 2HCl(р-р)  CuCl₂(р-р) + H₂O(ж);

CuO + 2H^  Cu^2 + H₂O ;

ZnSO₃(тв)  ZnO(тв) + SO₂(г);

Задание 3.24

K₄[Fe(CN)₆] ; заряд комплексного иона 4; степень окисления комплексообразователя +2;

координационное число 6; уравнение диссоциации: K₄[Fe(CN)₆]  4K^ + [Fe(CN)₆]^4.

K₃[Fe(CN)₆] ; заряд комплексного иона 3; степень окисления комплексообразователя +3;

координационное число 6; уравнение диссоциации: K₃[Fe(CN)₆]  3K^ + [Fe(CN)₆]^3.

Задание 3.34б

По табличным данным находим, что E⁰(Ag^/ Ag⁰) > E⁰(Cu^2/ Cu⁰), следовательно, на катоде идет восстановление серебра, а на аноде – окисление меди. Схема такого гальванического элемента имеет вид:

_/2e^ _\

Ag⁰ | Ag^ || Cu^2 | Cu⁰. Электродные процессы:

на катоде: Ag^ + e^  Ag⁰ , E⁰(Ag^/ Ag⁰) = 0,799 B ;

на аноде: Cu⁰  2e^  Cu^2 , E⁰(Cu^2/ Cu⁰) = 0,337 B ;

тогда ЭДС равна E = E⁰(Ag^/ Ag⁰)  E⁰(Cu^2/ Cu⁰) = 0,462 B.

Уравнение токообразующей реакции имеет вид:

2Ag^ + Cu⁰  Cu^2 + 2Ag⁰ ; Ag₂SO₄ + Cu  CuSO₄ + 2Ag .

Задание 3.38

Для разделения соединений тория(IV) и гадолиния(III), исходно находящихся в водном растворе, можно использовать большую склонность тория по сравнению с гадолинием к комплексообразованию. Так, например, добавив в раствор смеси хлоридов тория и гадолиния ( ThCl₄ и GdCl₃ ) избыток фторида натрия, мы получим осадок фторида гадолиния, в то время как торий останется в растворе в виде комплексного иона, т. е. элементы могут быть отделены друг от друга:

GdCl₃ + 3NaF  GdF₃ + 3NaCl ; Gd^3 + 3F^  GdF₃ ;

ThCl₄ + 8NaF  Na₄[ThF₈] + 4NaCl ; Th^4 + 8F^  [ThF₈]^4 .

Задание 3.44г

Согласно протонной теории кислот и оснований Брендстеда, кислота является донором протонов, а основание  акцептором протонов. Следовательно, в реакции

CH₃COO^ + HCl = CH₃COOH + Cl^

кислоте HCl соответствует сопряженное основание Cl^, а основанию CH₃COO^  сопряженная кислота CH₃COOH.

Задание 4.1д

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 4.3б

Al₂S₃ + 6H₂O  2Al(OH)₃ + 3H₂S ;

Na₂HPO₄ + H₂O  NaOH + KH₂PO₄ , HPO₄^2 + H₂O  OH^ + H₂PO₄^ ;

Cu(NO₃)₂ + H₂O  CuOHNO₃ + HNO₃ , Cu^2 + H₂O  CuOH^ + H^ ;

LiH + H₂O  LiOH + H₂ ; LiH + H₂O  Li^ + OH^ + H₂ ;

EuC₂ + 2H₂O  Eu(OH)₂ + C₂H₂ .

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 4.7г

UO₂SO₄ + 2Na₂CO₃  Na₂[UO₂(CO₃)₂] + Na₂SO₄ ;

UO₂^2 + 2CO₃^2  [UO₂(CO₃)₂]^2 ;

G⁰ = G_обр([UO₂(CO₃)₂]^2)  G_обр(UO₂^2)  2·G_обр(CO₃^2) ;

AgNO₃ + 2Na₂S₂O₃  Na₃[Ag(S₂O₃)₂] + NaNO₃ ;

Ag^ + 2S₂O₃^2  [Ag(S₂O₃)₂]^3 ;

G⁰ = G_обр([Ag(S₂O₃)₂]^3)  G_обр(Ag^) 2·G_обр(S₂O₃^2) ;