БДЗ по химии / VAR38
.DOCВАРИАНТ 38.
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 ; O2 O2 O2 Все связи ковалентные полярные с долей ионности.
\\ / \ // Степень ионности связи OU (разность
U6 S6 электроотрицательностей 1,6) больше, чем связи
// \ / \\ SO (ЭО = 0,9 ).
O2 O2 O2
UO3 ; O2 Связи UO ковалентные полярные с долей ионности
|| (ЭО = 1,6 ).
O2 = U6 = O2
UO4 ; O1 O1 Связи UO ковалентные полярные (ЭО = 1,6 ) с долей
\ / ионности, в то время как в ковалентных неполярных связях
U6 OO (ЭО = 0 ) степень ионности равна нулю.
// \\
O2 O2
Задание 3.5
а) O(г), 160,8 Дж/(мольК) ; O2(г), 204,86 Дж/(мольК) ; O3(г) , 238,68 Дж/(мольК).
Энтропия в этом ряду возрастает, т.к. усложняется строение молекул (от одноатомных до трехатомных), в результате увеличивается число возможных положений каждой молекулы в пространстве, т.е. возрастает степень хаотичности в расположении всей совокупности молекул.
б) C(алмаз), 2,44 Дж/(мольК) ; C(графит), 5,69 Дж/(мольК).
Энтропия алмаза меньше, чем графита, т.к. в кристаллической решетке алмаза все атомы соединены друг с другом равноценными связями, в то время как кристаллическая решетка графита имеет слоистую структуру, которая обладает гораздо меньшей степенью симметрии и, следовательно, в пространстве может быть реализована большим числом различных способов, что и обуславливает увеличение энтропии графита по сравнению с алмазом.
в) H2O(лед), 43,9 Дж/(мольК) ; H2O(ж), 66,9 Дж/(мольК) ; H2O(г) , 188,7 Дж/(мольК).
Энтропия в этом ряду возрастает, т.к. при переходе от твердой фазы к жидкой и от жидкой к газообразной увеличивается подвижность молекул, т.е. возрастает степень хаотичности системы.
Задание 3.10
Для обратимой простой реакции A(г) + 2B(г) = 2C(г) + Q рассмотрим скорости прямой и обратной реакций:
а) Vпр= kпрp(A)p2(B)
, причем согласно правилу Вант-Гоффа
, по условию пр=
2 (т.к. прямая реакция является
экзотермической). Значит при повышении
температуры на 20C,
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: Vобр= kобрp2(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 3.25
Считая диссоциацию K[Ag(CN)2] полной, получаем, что начальная концентрация [Ag(CN)2] равна 0,001 моль/л. Этот комплексный ион диссоциирует по уравнению:
[Ag(CN)2] = Ag + 2CN.
концентрации: (0,001c)0,001 моль/л c моль/л 2·c моль/л
Отсюда получаем
,
отсюда c = 6,3·109
моль/л.
Следовательно, степень диссоциации
равна:
Задание 3.35
Рассмотрим процесс электролиза раствора CuCl2 .
Теоритически возможные процессы на катоде:
1) Cu2 + 2e Cu0 , E1= E0(Cu2/ 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 4.1б
2Na + 2H2O 2NaOH + H2 ; K2O + H2O 2KOH ;
2NaCl + 2H2O
2NaOH
+ H2
+ Cl2
;
Fe2(SO4)3 + 6NaOH 2Fe(OH)3 + 3Na2SO4 ;
(NH4)2Fe(SO4)2 + 4NaOH 2NH4OH + Fe(OH)2 + 2Na2SO4 .
Задание 4.3в
Cr2S3 + 6H2O 2Cr(OH)3 + 3H2S ;
ThCl4 + 2H2O Th(OH)2Cl2 + 2HCl , Th4 + 2H2O Th(OH)22 + 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 ;
Mn7 + 5e Mn2 ·1
Fe2 e Fe3 ·5
MnO4 + 5Fe2 + 8H Mn2 + 5Fe3 + 4H2O .
2KMnO4 + 6KI + 4H2O 2MnO2 + 3I2 + 8KOH ;
Mn7 + 3e Mn4 ·2
2I1 2e I20 ·3
2MnO4 + 6I + 4H2O 2MnO2 + 3I2 + 8OH .
2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH 2K2MnO4 + K2SO4 + H2O ;
Mn7 + e Mn6 ·2
S4 2e S6 ·1
2MnO4 + SO32 + 2OH 2MnO42 + SO42 + 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 ] nIxK }(n-x) (n-x)K
|
|
|
AgNO3 + KI AgI + KNO3 ;
mAgI + nAgNO3 { [ mAgI ] nAgxNO3}(n-x) (n-x)NO3
|
|
|
