- •Сборник заданий
- •Задание №1 по теме "строение вещества"
- •Варианты домашнего задания по теме «Строение вещества»
- •1.Задание по теме «строение атома»
- •ЗаданиЯ по теме «ковалентная химическая связь и строение молекулярных частиц»
- •2.1.Опишите строение предложенных в варианте задания молекул и молекулярных ионов по методу валентных связей (мвс):
- •Задания по теме «межмолекулярные взаимодействия и свойства веществ»
- •3.1. Проанализируйте влияние сил межмолекулярного взаимодействия на свойства веществ (решите задачу с указанным номером).
- •Типы межмолекулярного взаимодействия
- •Список рекомендуемой литературы
- •Задание №2 по теме: «термохимия. Направление химических реакций»
- •Примеры решения задач
- •2. Рекомендации для самостоятельной работы студентов и варианты заданий
- •3. Задачи для самостоятельного решения
- •4. Варианты заданий
- •Задание №3 по теме «химическая кинетика и равновесие»
- •Примеры решения задач
- •1.3. Вычисление константы химического равновесия
- •1.4. Вычисление равновесных концентраций
- •1.5. Направление смещения равновесия
- •Задачи для самостоятельного решения
- •Варианты заданий
- •Список рекомендуемой литературы
- •Задание № 4 по теме «Растворы»
- •Примеры решения задач
- •1.1. Процентная концентрация
- •1.3. Моляльная концентрация (моляльность) , мольная доля, титр
- •1.4. Осмотическое давление. Закон вант- гоффа
- •1.5. Давление насыщенного пара растворов. Тонометрический закон рауля
- •1.6. Температуры кипения и замерзания растворов.
- •2. Задачи для самостоятельного решения
- •3. Варианты заданий
- •Список рекомендуемой литературы
- •Задание №5 по теме: "растворы электролитов"
- •Примеры решения задач
- •1.1. Вычисление степени диссоциации слабых электролитов
- •1.3. Произведение растворимости
- •1.5. Обменные реакции в растворах электролитов
- •Варианты заданий
- •Список рекомендуемой литературы
- •Задание №6 по теме «гидролиз солей»
- •Примеры решения задач
- •Варианты заданий
- •Список рекомендуемой литературы
- •Задание № 7 по теме «Окислительно–восстановительные реакции. Электрохимия»
- •Примеры решения задач
- •2. Задания для самостоятельного решения
- •Список рекомендуемой литературы
- •Задание № 8 по теме «Классификация и свойства неорганических веществ»
- •Примеры решения задач
- •Пример 5. С какими из перечисленных веществ вступит в реакцию серная кислота: koh, CuO, Ba(oh)2, Fe2o3, Al2o3, co2, SiO2, h3po4, o2, h2o? Составьте уравнения возможных реакций.
- •Задания для самостоятельного решения
- •Варианты заданий
- •Список рекомендуемой литературы
- •Примеры решения задач
- •Задачи для самостоятельного решения
- •3.Варианты заданий
- •Задание № 10 по теме «Дисперсные системы»
- •Пример решения задачи
- •Варианты заданий
- •Список РекомендуемОй литературЫ
- •Сборник заданий для самостоятельной работы студентов по дисциплине «химия
- •450062, Республика Башкортостан, г.Уфа, ул. Космонавтов,1
Варианты заданий
Вариант |
Номер задачи | |||
1 |
2.1 |
2.16 |
2.31 |
2.46 |
2 |
2.2 |
2.17 |
2.32 |
2.47 |
3 |
2.3 |
2.18 |
2.33 |
2.48 |
4 |
2.4 |
2.19 |
2.34 |
2.49 |
5 |
2.5 |
2.20 |
2.35 |
2.50 |
6 |
2.6 |
2.21 |
2.36 |
2.51 |
7 |
2.7 |
2.22 |
2.37 |
2.52 |
8 |
2.8 |
2.23 |
2.38 |
2.53 |
9 |
2.9 |
2.24 |
2.39 |
2.54 |
10 |
2.10 |
2.25 |
2.40 |
2.55 |
11 |
2.11 |
2.26 |
2.41 |
2.56 |
12 |
2.12 |
2.27 |
2.42 |
2.57 |
13 |
2.13 |
2.28 |
2.43 |
2.58 |
14 |
2.14 |
2.29 |
2.44 |
2.59 |
15 |
2.15 |
2.30 |
2.45 |
2.60 |
ПРИЛОЖЕНИЕ
Константы диссоциации некоторых слабых электролитов
в водных растворах при 250С
Электролит |
К | ||
Азотистая кислота |
HNO2 |
|
2,6 ∙10-5 |
Аммония гидроксид |
NH4OH |
|
4 ∙10-4 |
Борная кислота |
H3BO3 |
K1 |
5,8 ∙10-4 |
Бромноватистая кислота |
HOBr |
|
2,1 ∙ 10-9 |
Водорода пероксид |
H2O2 |
K1 |
2,6 ∙10-12 |
Кремниевая кислота |
H2SiO3 |
K1 K2 |
2,2 ∙10-10 1,6 ∙10-12 |
Муравьиная кислота |
HCOOH |
|
1,8 ∙10-4 |
Сернистая кислота |
H2SO3 |
K1 K2 |
1,6 ∙ 10-2 6,3 ∙10-8 |
Сероводород |
H2S |
K1 K2 |
6 ∙10-8 1 ∙10-14 |
Угольная кислота |
H2CO3 |
K1 K2 |
4,5 ∙10-7 4,7 ∙10-11 |
Уксусная кислота |
CH3COOH |
|
1,8 ∙10-5 |
Фосфорная кислота |
H3PO4 |
K1 K2 K3 |
7,5 ∙ 10-3 6,3 ∙10-8 1,3 ∙10-12 |
Циановодород |
HCN |
|
7,9 ∙10-10 |
Щавелевая кислота |
H2C2O4 |
K1 K2 |
5,4 ∙10-2 5,4 ∙10-5 |
Список рекомендуемой литературы
Карапетьянц М.Х., Дракин С.И.. Общая и неорганическая химия.- М.: Химия, 2001.- 632 с.
Зайцев О.С. Задачи и вопросы по химии.- М.: Химия, 1985.- 301 с.
Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии.- Л.: Химия, 2004.- 270 с.
Гольбрайх З.Е. Сборник задач и упражнений по химии.- М.: Высшая школа, 2004.- 224 с.
Задание № 7 по теме «Окислительно–восстановительные реакции. Электрохимия»
Примеры решения задач
Пример решения задания 1
Подберите коэффициенты в следующих реакциях ионно-электронным методом. Укажите окислитель и восстановитель, определите направление реакции и вычислите Э.Д.С.
Решение:
Для подбора коэффициентов к уравнениям ОВР этим методом рекомендуется следующая последовательность действий.
1. Представим схему реакции в ионно-молекулярном виде, записывая в виде ионов только сильные и хорошо растворимые электролиты.
КМnО4 +Н2С2О4 +H2SO4 → МnSО4 + СО2 + K2SO4 +Н2О
K++ МnО4-+H2C2O4 +2H++SO42-→Мn2++ SO42- +СО2 +2K++SO42- + H2O
2. В ионно-молекулярном уравнении ОВР, выделим молекулы и ионы, в которых происходит изменение степеней окисления элементов:
3. Составим материальный баланс для всех элементов в схемах превращений.
Реакция идет в водном растворе в кислой среде, поэтому атомы кислорода и водорода уравниваются молекулами воды (где имеется недостаток атомов кислорода) и ионами водорода, противоположными стороне реакции.
В схеме (а) сначала уравниваются атомы углерода , а затем атома водорода
В схеме (б) в левой части имеется 4 атома кислорода, а в левой их нет. Поэтому в правую часть схемы добавляем 4 молекулы воды, а в левую 8 ионов водорода МпО4- +8H+ →Мп2+ +4Н2О.
4. Составим баланс по зарядам. В схеме (а) подсчитаем суммарные заряды частиц в левой и правой частях схемы и уравняем их путем вычитания определённого числа электронов. В схеме (а) суммарный заряд частиц в левой части равен нулю, в правой - плюс двум. Равенство зарядов будет наблюдаться в том случае, если из левой части схемы убрать два электрона:
Н2С2О4 –2e-→2СО2 +2Н+ (процесс окисления).
восстановитель
В схеме (б) МпО4- +8H+ → Мп2+ +4Н2О подсчитываем суммарные заряды частиц в левой и правой частях схемы.
Суммарный заряд частиц в левой части равен (+7), а в правой (+2). Равенство зарядов будет соблюдаться в том случае, если к левой части уравнения прибавить пять электронов:
МпО4- +8H+ +5ē → Mп2+ +4H2O (процесс восстановления).
окислитель
5. Уравняем число отданных и принятых электронов, найдя наименьшее общее кратное соответствующих чисел и множители к ним. В рассматриваемом примере наименьшее общее кратное для чисел 2 и 5 равно 10. Поэтому для процесса окисления дополнительным множителем будет 5, а для процесса восстановления - дополнительный множитель 2.
6. С учётом этих множителей произведём суммирование левых и правых частей полученных уравнений:
5 | Н2С2О4-2 ē →2CO2 + 2Н+
2 | МпО4- + 8H+ + 5 ē →Мп2+ +4H2O
5Н2С2О4+ 2МпО4- + 16H+ →10CО2 +10Н+ +2Мn2+ +8H2O
После приведения подобных членов получим сокращённое ионно-молекулярное уравнение рассматриваемой реакции:
5Н2С2О4 +2МпО4- +6Н+ →10CО2 +2Мп2++8H2O
Коэффициенты этого уравнения соответствуют коэффициентам молекулярного уравнения:
5 Н2С2О4 +2KМпО4 +3H2SO4=10СО2 + 2МпSО4 +K2SO4 +8H2O
Проверка правильности подобранных коэффициентов производится по равенству числа атомов всех элементов в обеих частях уравнения.
Э.Д.С. = ∆φ = φокс – φвосс = 1,51-(-0,49) = 2 В; ∆φ > 0, следовательно, реакция идёт в прямом направлении.
Если реакция протекает в щелочной среде, то для составления материального баланса используются частицы ОН- и Н2О.
В ту часть схемы, в которой не хватает атомов кислорода, добавляют удвоенное число ОН- - групп. В противоположную часть схемы записывают молекулы воды, число которых равно половине количества ОН- - ионов.
Например (процесс окисления)
Пример решения задания 2
Вычислите ЭДС гальванического элемента, составленного из стандартных цинкового и оловянного электродов. Определите направление тока во внешней цепи указанного гальванического элемента. На каком электроде будет идти растворение металла?
Решение:
Табличное значение стандартного электродного потенциала цинка -0,76 В, а олова -0,13 В.
Электродвижующая сила (ЭДС) равна разности двух электродных потенциалов. ЭДС = ∆φ = φкатода – φанода
ЭДС = ∆φ = φокислитель – φвосстановитель
Т.к. φокислитель > φвосстановитель, то вычитаем из большей алгебраической величины меньшую:
-0,13 - (-0,76) = 0,63 В.
ЭДС цинково-оловянного гальванического элемента равна 0,63 В.
ē
Zn|Zn +2||Sn +2|Sn
-0,76B -0,13B
Цинковая пластина заряжена более отрицательно, чем оловянная. Между ними возникает разность потенциалов. При замыкании системы в цепь электроны с цинковой пластины за счёт разности потенциалов переходят на оловянную. Растворение металла будет наблюдаться на цинковом электроде
Zn - 2ē → Zn2+ (окисление восстановителя);
на оловянном электроде
Sn2+ +2ē → Sn0 (восстановление окислителя)
Пример решения задания 3
Хром находится в контакте с медью. Какой из металлов будет окисляться при коррозии, если эта пара металлов попадет в кислую среду (НCI)? Дайте схему образующегося при этом гальванического элемента.
Решение:
Исходя из положения металлов в ряду напряжений, определяем, что хром является более активным металлом (φCr+3/Cr=-0,74 В) и в образующейся гальванической паре будет анодом. Медь является катодом (). Хромовый анод растворяется, а на медном катоде выделяется водород.
ē
Cr/Cu, H+;
-0,74 В < 0,34 В
на аноде Cr – 3e → Сr3+ (p-p) процесс окисления;
на катоде 2H+ + 2e → H2/Сu процесс восстановления;
суммарное ионное уравнение электрохимической коррозии
2Cr/Cu + 6Н+ → 2Сrг3+ + 3Н2/Cu,
молекулярное уравнение электрохимической коррозии
2Cr/Cu + 6НCI → 2СrCI3 + 3Н2/Cu.
Схема работающего гальванического элемента
ē
(-) 2Сг/2Сг3+ | НС1 | (Сu) ЗН2/6Н+ (+)
-0,74 В < 0,34 В
Следовательно, коррозии подвергается хром.
Пример решения задания 4
Какой металл является анодным (катодным) по отношению к покрываемому металлу? Составьте уравнения реакций, протекающих при атмосферной коррозии (во влажном воздухе).
а) Fe покрыт Zn;
б) Fe покрыт Cu
Решение:
а) Исходя из положения металлов в ряду напряжений, определяем, что цинк является более активным металлом () и в образующейся гальванической паре будет анодом. Железо является катодом (). Цинк растворяется, а на железе восстанавливается молекулярный кислород.
ē
Fe|H2O, O2|Zn
–0,44 B > –0,76 B
на аноде 2 Zn – 2ē → Zn2+(p-p) окисление;
на катоде 1 О2 + 2Н2О + 4ē → 4ОН– восстановление идет на железе.
Итоговое уравнение реакции будет иметь вид
2Zn/Fe + O2 +2H2O → 2Zn(OH)2↓
Цинк является анодным покрытием.
б) Исходя из положения металлов в ряду напряжений, определяем, что железо является более активным металлом () и в образующейся гальванической паре будет анодом. Медь является катодом (). Железо растворяется, а на меди восстанавливается молекулярный кислород.
ē
Fe|H2O, O2|Cu
-0,44 B < +0,34 B
на аноде2 Fe – 2 ē → Fe 2+(p-p) окисление;
на катоде 1 О2 + 2Н2О + 4 ē → 4ОН– восстановление идет на меди.
Итоговое уравнение реакции будет иметь вид
2Fe/Сu + O2 + 2H2O → 2Fe(OH)2↓.
Затем идет реакция окисления гидроксида железа (II) в гидроксид железа (III) кислородом воздуха:
4Fe(OH)2+ O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3↓
Медь является катодным покрытием.
Пример решения задания 5
Вычислите электродный потенциал цинка в растворе ZnCl2, в котором концентрация ионов Zn2+ составляет 7 ∙ 10-2 М.
Решение:
По уравнению Нернста
= —0,79 В
Ответ: -0,79В.
Пример решения задания 6
Составьте схемы электролиза водного раствора CuSO4:
а) с инертным анодом;
б) с использованием анода из меди.
Решение:
а) Электролиз водного раствора сульфата меди (II) с инертным анодом;
в растворе происходит диссоциация соли:
CuSO4 Cu2+ + SO42-
Возможные окислители Cu2+ и H2О
Так как >, более сильным окислителем является ионCu2+, и на катоде происходит восстановление металлической меди.
-
катодная
Cu2+ + 2ē → Cuo
2
реакция
Возможные восстановители SO42- и H2O.
Так как <, более сильным восстановителем является вода, и на аноде происходит выделение кислорода из воды
-
анодная
2Н2О – 4ē → О2 + 4Н+
1
реакция
Составим суммарное уравнение реакции, объединив уравнения катодной и анодной реакций с учетом коэффициентов электронного баланса.
краткое ионное уравнение
2Cu2+ + 2H2O2Cuo(кат.) + O2(ан.) + 4Н+(ан.)
молекулярное уравнение
2CuSO4 + 2H2O 2Cu(кат.) + O2(ан.) + 2H2SO4(ан.)
б) При электролизе водного раствора сульфата меди (II) с медным анодом в качестве восстановителей будем рассматривать SO42-, H2O и сам анод Cu. Анион SO42- разряжаться не будет, а при сравнении, >видно, что более сильным восстановителем является медьCu. На электродах идут следующие процессы:
на катоде: Cu2+ + 2ē → Cu0
на аноде: Cuo – 2 ē → Cu2+
краткое ионное уравнение
Cu2++Cu0 Cu0 +Cu2+
молекулярное уравнение
CuSO4+H2O+Cu0 Cu0(кат.) +H2O+CuSO4 (анод)