Билет 1б

Задача 1

Для системы NiOOH+NaCl+H₂ONi(OH)₂+Cl₂+NaOHопределите направление протекания реакции в стандартных условиях и укажите эквивалент восстановителя.

Задача 2

Составьте координационную формулу соединения CrCl₃2NH₃2H₂O, напишите его название. Укажите, какое количество вещества (молей) осадка образуется при взаимодействии 2 л 1М раствора этого комплексного соединения с избытком раствора нитрата серебра.

Задача 3

Смесь металлов цинка и железа массой 3 г обработали избытком раствора едкого натра. В результате реакции было собрано 0,28 л (н. у.) водорода. Определите процентный состав смеси.

Задача 4

На раствор, содержащий соли железа (II), кобальта (II), меди (II), подействовали избытком концентрированного раствора гидрата аммиака. Составьте уравнения протекающих реакций, укажите молярную массу вещества, выпавшего в осадок.

Задача 5

Вычислите окислительно-восстановительный потенциал системы

MnO₄^2– + 2 H₂O + 2e  MnO₂ + 4OH^–

при рН =13 и [MnO₄^2–] = 1 моль/л.

Задача 6

Составьте уравнение реакции гидролиза сульфата хрома (III). В ответе приведите молекулярную массу соли, образующуюся в результате гидролиза.

Задача 7

Составьте уравнение реакции тантала со смесью концентрированных азотной и фтороводородной кислот методом полуреакций. В ответе приведите сумму коэффициентов этого уравнения.

Задача 8

Рассчитайте значение рН в 0,01 н. растворе гидроксида гексаамминникеля (II). Вторичной диссоциацией соединения пренебречь.

Билет 2а

Задача 1

Образец сульфида цинка массой 9,73 г подвергли обжигу, причём выделилось 2 л (н. у.) газа. Рассчитайте массу непрореагировавшего сульфида цинка.

Решение

Составим уравнение реакции обжига сульфида цинка:

2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂.

2 моль 2 моль

Рассчитаем количество вещества сернистого газа:

Поскольку коэффициенты в уравнении перед SO₂иZnSодинаковы, получаем:

моль.

Следовательно, масса прореагировавшего сульфида цинка:

 г.

Масса непрореагировавшего сульфида цинка:

9,73 – 8,66 = 1,07 г.

Задача 2

В равновесной системе 2CO_(г)+O_2(г)2CO_2(г)концентрации всех веществ одинаковы и равны 3 моль/л. Изменили температуру. Рассчитайте новую константу равновесия, если равновесная концентрация углекислого газа стала равной 1 моль/л.

Решение

Значение константы равновесия системы зависит от температуры, поэтому концентрации 3 моль/л являются исходными, неравновесными концентрациями для новой температуры. Концентрация CO₂уменьшилась с 3 моль/л до равновесной, равной 1 моль/л, значит, реакция шла в обратном направлении, при этом в 1 л системы прореагировали 2 мольCO₂. В соответствии с коэффициентами в уравнении реакции при разложении 2 мольCO₂образуются 2 мольCOи 1 мольO₂, следовательно, концентрации этих веществ увеличились и стали равными 5 и 4 моль/л соответственно.

Эти же результаты можно записать и в виде таблицы.

Концентрация, моль/л	CO	O2	CO2
Исходная c	3	3	3
c	2	1	2
Равновесная c	5	4	1

Вычислим константу равновесия:

10^–2.

Задача 3

В трёх колбах находится раствор сульфата цинка. В первую колбу добавили серную кислоту, во вторую – нитрат меди (II), а в третью – сульфид натрия. Определите, в каком случае гидролиз сульфата цинка усилился. Ответ обоснуйте.

Решение

Сульфат цинка – соль слабого основания и сильной кислоты, в силу чего идёт обратимый гидролиз по катиону. Составим уравнение гидролиза сульфата цинка по первой ступени в сокращённой ионной форме:

Zn²⁺+H₂OZnOH⁺ +H⁺.

Отметим, что в результате гидролиза образуются ионы H⁺, т.е. в растворе сульфата цинка среда кислая (рН < 7).

Устанавливается равновесие реакции гидролиза, смещение которого под влиянием внешнего воздействия – изменения концентрации одного из реагентов – рассмотрим на основе принципа Ле Шателье.

Добавление серной кислоты, диссоциирующей по уравнению H₂SO₄2H⁺+SO₄^2–, приводит к увеличению концентрации ионовH⁺. В соответствии с принципом Ле Шателье, увеличение концентрации одного из продуктов реакции гидролиза – ионовH⁺– приводит к смещению равновесия влево, т.е. добавление серной кислоты подавляет гидролиз сульфата цинка.

В растворе нитрата меди (II) (соли слабого основания и сильной кислоты) среда кислая; гидролиз идёт по уравнению

Cu²⁺+H₂OCuOH⁺+H⁺.

Следовательно, добавление нитрата меди (II) также приводит к увеличению концентрации ионов H⁺ и подавлению гидролиза сульфата цинка.

Сульфид натрия – соль сильного основания и слабой кислоты – в водном растворе гидролизуется с образованием OH^–-ионов (в растворе этой соли среда щелочная, рН > 7):

S^2–+H₂OHS^–+OH^–.

При добавлении сульфида натрия к раствору сульфата цинка гидроксид-ионы связывают ионы водорода в молекулы воды: OH^–+H⁺=H₂O, т.е. концентрация ионов водорода, входящих в уравнение гидролиза хлорида цинка, понижается. Понижение концентрации ионов водорода приводит к смещению равновесия гидролиза сульфата цинка вправо. Значит, в случае добавления сульфида натрия гидролиз сульфата цинка усиливается.

Задача 4

Рассчитайте, при какой температуре замерзает 10%-ный раствор нитрата калия в воде (диссоциацию соли считать полной).

Решение

Проведём расчёт по формуле

,

где K_кр – криоскопическая константа для воды, равная 1,86 (Ккгмоль^–1). Вычислимc_m– моляльность раствора нитрата калия.

Для 10%-ного раствора справедливо, что 10 г KNO₃содержится в 100 г раствора, а значит, 10 гKNO₃приходится на 90 г воды. Отсюда массаKNO₃, приходящаяся на 1000 г воды, равна:г.

Найдем количество вещества KNO₃:

моль.

Так как на 1000 г воды приходится 1,1 моль нитрата калия, то моляльность раствора

c_m= 1,1 моль/кг.

Найдём i– изотонический коэффициент Вант-Гоффа, связанный со степенью диссоциации, по формуле

.

Здесь n– число ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы соли (KNO₃K⁺+NO₃^–),n= 2. По условию диссоциация соли является полной, т. е.= 1. Следовательно,i=n= 2.

Вычислим T_з– понижение температуры замерзания раствора относительно температуры замерзания воды:

К.

Следовательно, температура замерзания раствора нитрата калия –4,1 C.

Задача 5

Составьте уравнение полного окисления сульфида меди (I) азотной кислотой (образуетсяNO₂). В ответе укажите сумму коэффициентов уравнения.

Решение

При полном окислении сульфида меди (I) медь и сера переходят в свои высшие степени окисления, равные +IIи +VIсоответственно. В связи с этим продуктами реакции являются нитрат меди (II) и серная кислота. Схема реакции:

Cu₂S+HNO₃Cu(NO₃)₂+H₂SO₄+NO₂+H₂O.

Подберём коэффициенты в уравнении методом электронного баланса. В молекуле Cu₂Sдва элемента-восстановителя, при этом отдают электроны два атома меди и один атом серы.

	10	1
N+V + 1e  N+IV	1	10

2Cu^+I + S^–II + 10 N^+V  2Cu^+II + S^+VI + 10N^+IV

В целом одна молекула восстановителя отдаёт 10 электронов, а молекула окислителя принимает один электрон.

Проставляем коэффициенты в следующей последовательности:

а) 1 – перед Cu₂S и перед H₂SO₄, 2 – перед Cu(NO₃)₂; 10 – перед NO₂ (коэффициент перед HNO₃ ставим не сразу, так как не все атомы азота восстанавливаются – часть нитрат-ионов остаётся в составе нитрата меди).

Cu₂S + …HNO₃ 2Cu(NO₃)₂ + H₂SO₄+ 10NO₂ + …H₂O;

б) в правой части уравнения 10 атомов азота в NO₂и 4 – в двух молекулахCu(NO₃)₂, значит, коэффициент передHNO₃равен 14.

Cu₂S + 14HNO₃  2Cu(NO₃)₂ + H₂SO₄+ 10NO₂ + …H₂O;

в) определяем коэффициент перед H₂Oпо числу атомов водорода: в левой части уравнения 14 атомов водорода, в правой – 2 атома вH₂SO₄, значит, остаётся 12 атомов водорода; следовательно, коэффициент передH₂Oравен 6.

Уравнение реакции:

Cu₂S+ 14HNO₃= 2Cu(NO₃)₂+H₂SO₄+ 10NO₂+ 6H₂O; сумма коэффициентов 34.

Задача 6

К раствору гексагидроксоалюмината натрия прибавили избыток серной кислоты (комплекс разрушается). Составьте уравнение реакции. В ответе укажите сумму коэффициентов уравнения.

Решение

Гидроксокомплексы устойчивы в щелочной среде; при добавлении избытка кислоты ионы OH^–, являющиеся лигандами, с ионамиH⁺образуют молекулы воды. Комплекс разрушается, продуктом реакции является соль алюминия. Уравнение реакции:

2Na₃[Al(OH)₆] + 6H₂SO₄=Al₂(SO₄)₃ + 3Na₂SO₄+ 12H₂O; сумма коэффициентов 24.

Задача 7

Рассчитайте потенциал окислительно-восстановительной системы

MoO₄^2– + 4H₂O + 6e  Mo + 8OH^–,

если φ= –1,05 В, а рН = 12, а (остальные условия стандартные).

Решение

Потенциал системы в нестандартных условиях вычислим по уравнению Нернста (напомним, что концентрация воды, являющаяся постоянной величиной, и концентрация твердой фазы – молибдена не включаются в это уравнение):

.

[MoO₄^2–] = 1 моль/л, что соответствует стандартным условиям.

Найдём [OH^–].

При рН = 12: [H⁺] = 10^–12моль/л (рН = –lg[H⁺]);

моль/л.

Подставим значения концентраций в уравнение и проведем расчет:

–0,89 В.

Задача 8

Через раствор, содержащий 5,6 гKOH, пропустили избыток оксида азота (IV). Вычислите массу каждой из солей, образовавшихся в растворе.

Решение

При пропускании NO₂через раствор щёлочи образуются соли двух кислот – азотной и азотистой. Составим уравнение реакции:

2 KOH+ 2NO₂=KNO₃+KNO₂+H₂O.

2 моль 1 моль 1 моль

Вычислим количество вещества KOH:

моль.

Составим пропорцию по уравнению реакции:

2 моль KOH	—	1 моль KNO3
0,1 моль KOH	—	x мольKNO3,

откуда x= 0,05 моль, т. е. образуется 0,05 моль нитрата калия.

Аналогично определяем: образовалось 0,05 моль нитрита калия.

Вычислим массы солей:

m(KNO₃)5,05 г;

m(KNO₂)4,25 г.