Химия. Решение задач повышенной сложности. Готовимся к олимпиаде по химии. Учебное пособие

всегда выделяется 1 моль водорода. Из этого следует, что объемы водорода, образовавшегося при растворении цинка и алюминия в кислоте или щелочи, равны. Следовательно, разница в объемах выделившегося водорода при действии на трехкомпонентную смесь щелочи и кислоты обусловлена реакцией железа с соляной кислотой. Разница в объемах:

DV (H2 )=11,98–9,74 =2,24 л,

т.е. 2,24 л – объем водорода, выделившийся по реакции железа с соляной кислотой. В реакцию вступил 0,1 моль железа, и масса железа в половине смеси: m(Fe) = 5,6 г. Суммарная масса алюминия и цинка в половине смеси: (32,5/2 – 5,6) = 10,65 г.

Для нахождения массы цинка и алюминия в половине смеси необходимо ввести переменные. Пусть x – масса (г) алюминия, тогда (10,65 – x) – масса цинка (г). Пусть y – объем (л) водорода, выделившегося по реакции щелочи с алюминием, тогда (9,74 – y) – объем (л) водорода, выделившегося по реакции щелочи с цинком.

Соотношения числа молей алюминия и водорода для его реакции как с кислотой, так и со щелочью:

n(2Al) = n(H3 2 ),

или

Число молей цинка и водорода для его реакции как с кислотой, так и со щелочью одинаково:

n(Zn)=n(H2 ),

или

10,65−x = 9,74 – y M(Zn) Vm .

51

Подставляя значения молярных масс металлов, а также молярного объема водорода, получаем

Получаем систему двух уравнений с двумя неизвестными:

67,2x =54y;

22,4(10,65– x)=65(9,74– y).

Решая данную систему уравнений, получаем: x = 6,75 г (масса алюминия в половине смеси). Масса цинка в половине смеси составляет 3,90 г.

В исходной смеси, имеющей массу 32,5 г, содержится 13,5 г алюминия, 7,8 г цинка и 11,2 г железа.

Массовые доли металлов: w(Fe) = 34,5 %; w(Al) = 41,5 %; w(Zn) = 24,0 %.

5.  Молекулы плавиковой кислоты способны объединяться в димеры и тримеры с помощью водородных связей: H2F2, H3F3. Кислые соли, например KHF2, KH2F3, образуются в результате неполного замещения атомов водорода в таких молекулах.

6.  При смешивании в пробирке растворов солей идет реакция обмена:

Pb(NO3 )2 +2NaCl =PbCl2 +2NaNO3.

Вычислим количество вещества для исходных веществ в этой реакции:

n(Pb(NO3 )2 )=5 0,04 10–3 =2 10–4 моль; n(NaCl)=5 0,08 10–3 =4 10–4 моль.

Вещества взяты в эквивалентных количествах, в 10 мл раствора образуется 2 10–4 моль PbCl2.

52

Определим, в растворе или в осадке будет находиться PbCl2. Равновесие между осадком и ионами в растворе:

PbCl2(к) Pb2+ +2Cl–.

Обозначим концентрацию насыщенного раствора как cнас. Тогда

Pb2+ =cнас; Cl– =2cнас. Произведение растворимости PbCl2:

ПР(PbCl2 )= Pb2+ Cl– 2 =cнас (2cнас )2 =4(cнас )3 . Определяем концентрацию насыщенного раствора PbCl2:

В 10 мл насыщенного раствора в виде ионов находится 1,62 10–4 моль PbCl2.

Следовательно, в осадке будет (2 10–4 – 1,62 10–4) = 0,38 10–4 моль PbCl2.

Масса осадка в 10 мл раствора: m = n M = 0,38 10–4 278 = = 1,06 10–2 г.

На 1 мл раствора придется 1,06 10–3 г кристаллического вещества, что больше10–5 г, т.е. осадок будет виден.

7.  а)  Провести реакцию бария с водой:

Ba +2H2O =Ba(OH)2 +H2 ↑.

б)  Нейтрализовать полученный гидроксид бария азотной кислотой:

Ba(OH)2 +2HNO3 =Ba(NO3 )2 +2H2O.

в)  Упарить раствор и провести термическое разложение сухого остатка, состоящего из нитрата бария:

Ba(NO3 )2 t→Ba(NO2 )2 +O2 ↑.

53

г)  Полученный нитрит бария растворить в воде и добавить серную кислоту:

Ba(NO2 )2 +H2SO4 =BaSO4 ↓+2HNO2.

Осадок BaSO4 отделить фильтрованием.

8.  Уравнение диссоциации гидрата аммиака:

NH3 H2O NH4+ +OH–. Концентрация гидроксид-ионов:

OH– =ca.

Гидроксидный показатель:

pOH =–lg OH– =–lg(ca).

Водородный показатель:

pH =14– pOH =14–(–lgca)=14 +lg(ca).

По закону разбавления Оствальда:

a =Kcд .

Подставив в формулу расчета рН выражение для a, получаем

Вычислим молярную концентрацию: найдем число молей NH3 в 1 л раствора.

Масса 1 л раствора: mр-ра = V r = 1000 0,96 = 960 г.

Масса аммиака: m(NH3) = w(NH3) mр-ра = 0,1 960 = 96 г. Число молей NH3: n(NH3) = 96/17 = 5,65 моль; молярная

концентрация c = 5,65 моль/л.

54

Вычислим рН:

рН =14 +lg(Kдc )=14 +lg(1,74 10−5 5,65 )=12.

9.  а)  В пробирке с хлоридом железа(II) прошла реакция обмена:

FeCl2 +K2S =FeS ↓+2KCl,

образовался осадок сульфида железа(II).

б)  В пробирке с раствором хлорида железа(III) прошла окис- лительно-восстановительная реакция:

2FeCl3 +3K2S =2FeS ↓+S ↓+6KCl,

полученный осадок содержит смесь сульфида железа(II) и серы. в)  Гексацианоферрат(II) калия K4[Fe(CN)6] с сульфидом ка-

лия не прореагировал, осадок не образовался.

г)  Гексацианоферрат(III) калия прореагировал с сульфидом калия:

2K3 Fe(CN)6 +K2S =S ↓+2K4 Fe(CN)6 ,

в результате окислительно-восстановительной реакции образовался осадок серы.

10.  Составим уравнение реакции сгорания одного моля водорода и определим стандартную энтальпию этой реакции:

H2(г) + 12 O2(г) =H2O(г);

DH°= Df H°(H2O)– Df H°(H2 )– 12 Df H°(O2 )= =–242–0–0 =–242 кДж.

Составим уравнение реакции сгорания одного моля угарного газа и определим стандартную энтальпию этой реакции:

CO(г) + 12 O2(г) =CO2(г);

55

DH°= Df H°(CO2 )– Df H°(CO)– 12 Df H°(O2 )=

=–394–(–110)–0 =–284 кДж.

Рассчитаем мольные (молярные) доли H2 и CO в газовой смеси. Возьмем 1 моль газовой смеси. Обозначим: x – мольная доля H2; тогда (1 – x) – мольная доля CO. Масса 1 моль смеси – это средняя молярная масса смеси, которую можно рассчитать по относительной плотности этой смеси по воздуху:

Mсмеси = DвоздMвозд =0,786 29 =22,8 г/моль.

Составим уравнение, учитывая, что масса 1 моль смеси складывается из массы x моль водорода и (1 – x) моль угарного газа:

2x +28(1– x)=22,8.

Находим: x = 0,2.

Вычислим изменение энтальпии при сжигании одного моля смеси:

DH°=0,2(–242)+0,8(–284)=–275,6 кДж/моль.

При сжигании 1 м3:

DH°= –275,6 1000 ≈–12 300 кДж =–12,3 МДж. 22,4

Выделится 12,3 МДж теплоты.

56

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

1.  Буруджак П. Задачи по химии : Пер. с румынск. – М. : Мир, 1989. – 343 с.

2.  МГУ – школе. Варианты экзаменационных и олимпиадных заданий по химии : 2014 / Под ред. проф. Н.Е. Кузьменко. – М. : Химический ф-т МГУ, 2014. – 132 с.

3.  МГУ – школе. Экзаменационные и олимпиадные задания по химии : 2019. – М. : Химический ф-т МГУ, 2020. – 140 с.

4.  Свитанько И.В., Кисин В.В., Чуранов С.С. Стандартные алгоритмы решения нестандартных химических задач : Учеб. пособие. – М. : ФИЗМАТЛИТ, 2012. – 253 с.

5.  Современная химия в задачах международных олимпиад / В.В. Сорокин, И.В. Свитанько, Ю.Н. Сычев, С.С. Чуранов. – М. : Химия, 1993. – 288 с.

6.  Титов Л.Г., Чижова И.Н. Неорганическая химия : Сб. задач повышенной сложности / Под ред. В.И. Деляна. – М. : Изд. Дом НИТУ «МИСиС», 2010. – 43 с.

7.  Увлекательный мир химических превращений : Оригинальные задачи по химии с решениями / А.В. Суворов, А.А. Карцова, А.А. Потехин, А.С. Днепровский ; Под ред. А.В. Суворова. – СПб. : Химия, 1998. – 168 с.

8.  Химия : Формулы успеха на вступит. экзаменах : Учеб. пособие / Н.Е. Кузьменко, В.И. Теренин, О.Н. Рыжова и др. ; Под ред. Н.Е. Кузьменко и В.И. Теренина. – М. : Изд-во Моск. ун-та : Наука, 2006. – 377 с.

57