8

8.

№ задачи	Формула вещества	Масса одного моля	Масса вещест­ва (г)	Количе­ство молей	Количество молекул	Объем дан­ного коли­чества ве­щества при н. у. Указать только для газов
8	NН3	17	3,4	0,2	0,26,0223	4,48
	NH4NO3	80	0,8	0,01	6,021021	Твердое вещество

14. Составьте формулы всех солей, соответствующих кислотам и основаниям, приведенным для вашего задания в таблице 2. Написать уравнения реакций их получения из кислоты и основания в молекулярной и ионной форме. Для амфотерных гидроксидов необходимо составлять формулы их солей, образованных как при реакциях с кислотами, так и с основаниями.

При написании уравнений руководствоваться таблицей ра­створимости и таблицей степеней диссоциации.

14

NH4OH

Cu(OH)2

H2CO3

H2SeO4

(NH₄)₂CO₃ –Карбонат аммония

NH₄HCO₃ – гидрокарбонат аммония

NH₄ HSeO₄ - Гидроселенат аммония

CuCO₃ – карбонат меди

Cu(HCO₃)₂ – гидрокарбонат меди

(CuOH)₂CO₃ - -гидроксокарбонат меди

CuSeO₄ – селенат меди

Cu(HSeO₄) – гидроселенат меди

(CuOH)₂SeO₄ – гидроксоселенат меди

2NH₄OH + H₂CO₂ → (NH4)₂CO₃+ 2H₂O

2NH₄OH + H₂CO₂ → 2NH₄⁺ +CO₃^2- + 2H₂O

2NH₄OH + NH₄ HSeO₄ → (NH₄)₂ SeO₄ + 2H₂O

2NH₄OH + 2H + SeO₄^2- → 2NH₄⁺ + SeO₄^2- +2H₂O

2NH₄OH + 2H⁺ → 2NH₄⁺ + 2H₂O

NH₄OH +H₂CO₃ → NH₄HCO₃ + H₂O

NH₄OH + H₂CO₃ → NH₄⁺ +HCO₃ + H₂O

Cu(OH)₂ + H₂CO₃ → X

Cu(OH)₂ +H₂SeO₄ →CuSeO₄ + 2H₂O

Cu(OH)₂ + 2H⁺ + SeO₄^2- → Cu²⁺ + SeO₄^2- + 2H₂O

Cu(OH)₂ + 2H⁺ → Cu²⁺+ 2H₂O

Cu(OH)₂ + H₂SeO₄→ Cu(OH)₂SeO₄ + 2H₂O

Cu(OH)₂+ 2H⁺ + SeO₄² → 2CuOH⁺+ SeO₄²+ 2H₂O

Cu(OH)₂+ 2H⁺ → 2CuOH⁺ + H₂O

Cu(OH)₂ + 2H₂SeO₄ → Cu(HSeO₄) +H₂O

Cu(OH)₂+2H⁺ + 2SeO₄^2- → Cu²⁺+ H₂O+ 2H⁺+ 2SeO₄^2-

Cu(OH)₂+2H⁺ → Cu²⁺+H₂O

30.

+18 Ar ) ) )

2e 8e^- 8e^-

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

N=3 s

p

Слой завершённый, распаривания электронов не происходит

+26 Fe ) ) ) )

2e^- 8e^- 14 2e^-

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶48²3d⁶

N=4

N=3

s p d

Возможно переход на 4p подуровней и проявление валентности II и III.

38. Элементы 5 А группы.

Заряд ядра увеличивается.

Радиус ядра увеличивается.

Электроотрицательность увеличивается.

Степень окисления одинаковая.

С увеличением радиуса атома увеличивается металлическое свойство и уменьшаются неметаллические свойства.

Увеличивается способность отдавать электроны с последнего слоя.

Свойства оксидов и гидроксидов изменяются от кислотных через амфотерных к основным.

48.

Нитрит аммония

NH₄NO₂

NH₄ – O – N = O

NH₄⁺ NO₂^- ионная связь

В ионе NH₄⁺ ковалентная полярная связь

55.

Скорость химической реакции — изменение количества одного из реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства.

№ задания	Реакция	Изменение температуры	Температур­ный коэф­фициент у	Изменение давления
55	СаО+СО2 = СаСО3	-	-	увеличение в 3 раза

СаО+СО₂ = СаСО₃

V_x•p₁ = k• [CO₂]

Увеличение давления в 3 раза

V_x•p₂ = k•3 [CO₂]

69.

Ио́нное произведе́ние воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н⁺ и ионов гидроксила OH⁻ в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды.

Константа K_в,- равная произведению концентраций протонов и гидроксид-ионов, называется ионным произведением воды. Она является постоянной не только для чистой воды, но также и для разбавленных водных растворов веществ. C повышением температуры диссоциация воды увеличивается, следовательно, растёт и K_в, при понижении температуры — наоборот.

73.

№ задания	Растворенное вещество	Концентрация раствора
		про­цента.	моляр­ная	нор-мальн.	Плотность раствора
73	NаОН	5			1,05

NaOH

W(NaOH) = 5%

P = 1.05г/моль

m_{раствора}= 100г

M(NaOH) = 40г/моль

m(NaOH) = 5г

V(NaOH) = 5/40= 0.125 моль

V_{раствора} = 100/1,05= 95,24 мл - 0,09524л

С_м = 0,125/0,09524 = 1.3 моль/л

M_э = 40/1 = 40 г .

С_н = 5/40*0,09524 = 1.3

90. Сульфат железа (II), фосфат калия.

1.FeSO₄ → Fe²⁺ + SO₄^2-

FeSO₄ + HOH FeOH²⁺ + H⁺ р.ср.кисл.

2Fe²⁺ + 2HOH⁺ SO₄^2- 2FeOH²⁺ + SO₄²⁺ +2H⁺

2FeSO₄ + 2H₂O ₂ + SO₄ + H₂SO₄

Kr=

2.K₃PO₄ 3K⁺ + PO₄^3-

PO₄^3- + HOH HPO₄^2- + OH^- р.ср. щелоч.

3K⁺+ PO₄^3- + HOH 3K⁺ + HPO₄^2- + OH^-

K₃PO₄ + HOH K₂HPO₄ + KOH

Kr=

96.

№ задания	Комплексообразо-ва­тель	Лиганд	Координационное число	Внутренняя сфера комплекса	Ионы внешней сферы	Формула комплексно­го соединения	Выражение для общей константы устойчивости комплексного иона
96				[PtBr6]2-	Na+	Fe3[Fe(CN)6]4

Pt⁴⁺ - комплексообразователь

Br – лиганд

6 – координатное число

Na₂[PtBr₆] – гексобромплатинат натрия (IV)

118. Хлор

Xлор имеет t_кип - 34,05 °С, t_пл - 101 °С. Плотность газообразного хлора при нормальных условиях 3,214 г/л; насыщенного пара при 0 °С 12,21 г/л; жидкого хлора при температуре кипения 1,557 г/см³; твёрдого хлора при -102 °С 1,9 г/см³. Давление насыщенных паров хлора при 0 °С 0,369; при 25 °С 0,772; при 100 °С 3,814 Мн/м² или соответственно 3,69; 7,72; 38,14 кгс/см². Теплота плавления 90,3 кдж/кг (21,5 кал/г); теплота испарения 288 кдж/кг (68,8 кал/г); теплоёмкость газа при постоянном давлении 0,48 кдж/(кг_*К) [0,11 кал/(г_*°С)]. Xлор хорошо растворяется в ТiСl₄, SiCl₄, SnCl₄ и некоторых органических растворителях (особенно в гексане и четырёххлористом углероде). Молекула хлора двухатомна (Cl₂). Степень термической диссоциации Cl₂+243 кдж 2Cl при 1000 К равна 2,07_*10^-4%, при 2500 К 0.909%.

Внешняя электронная конфигурация атома Сl Зs² 3р⁵. В соответствии с этим хлор в соединениях проявляет степени окисления -1, +1, +3, +4, +5, +6 и +7. Ковалентный радиус атома 0,99А, ионный радиус Сl^- 1,82А, сродство атома хлора к электрону 3,65 эв, энергия ионизации 12,97 эв.

Химически хлор очень активен, непосредственно соединяется почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании) и с неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода, инертных газов), образуя соответствующие хлориды, вступает в реакцию со многими соединениями, замещает водород в предельных углеводородах и присоединяется к ненасыщенным соединениям. Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами; из соединений хлора с этими элементами он вытесняется фтором. Щелочные металлы в присутствии следов влаги взаимодействуют с хлором с воспламенением, большинство металлов реагирует с сухим хлором только при нагревании. Сталь, а также некоторые металлы стойки в атмосфере сухого хлора в условиях невысоких температур, поэтому их используют для изготовления аппаратуры и хранилищ для сухого хлора. Фосфор воспламеняется в атмосфере хлора, образуя РСl₃, а при дальнейшем хлорировании - РСl₅; сера с хлором при нагревании дает S₂Сl₂, SСl₂ и другие S_nCl_m. Мышьяк, сурьма, висмут, стронций, теллур энергично взаимодействуют с хлором. Смесь хлора с водородом горит бесцветным или желто-зеленым пламенем с образованием хлористого водорода (это цепная реакция).

Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200 °С. Смеси хлора с водородом, содержащие от 5,8 до 88,3% Н₂, взрывоопасны.

С кислородом хлор образует окислы: Cl₂O, ClO₂, Cl₂O₆, Cl₂O₇, Cl₂O₈, а также гипохлориты (соли хлорноватистой кислоты), хлориты, хлораты и перхлораты. Все кислородные соединения хлора образуют взрывоопасные смеси с легко окисляющимися веществами. Окислы хлора малостойки и могут самопроизвольно взрываться, гипохлориты при хранении медленно разлагаются, хлораты и перхлораты могут взрываться под влиянием инициаторов.

Xлор в воде гидролизуется, образуя хлорноватистую и соляную кислоты:

Сl₂ + Н₂О НСlО + НСl.

При хлорировании водных растворов щелочей на холоду образуются гипохлориты и хлориды:

2NаОН + Сl₂ = NаСlO + NаСl + Н₂О,

а при нагревании - хлораты. Хлорированием сухой гидроокиси кальция получают хлорную известь. При взаимодействии аммиака с хлором образуется трёххлористый азот. При хлорировании ограниченных соединений хлор либо замещает водород:

R--Н + Сl₂ = RСl + НСl,

либо присоединяется по кратным связям:

С=С + Сl2 СlС--ССl

образуя различные хлорсодержащие органические соединения.

Xлор образует с другими галогенами межгалогенные соединения. Фториды СlF, СlF₃, СlF₅ очень реакционноспособны; например, в атмосфере СlF₃ стеклянная вата самовоспламеняется. Известны соединения хлора с кислородом к фтором - оксифториды хлора: СlО₃F, СlО₂F₃, СlOF, СlОF₃ и перхлорат фтора FСlO₄.