контрольная работа / himii_variant_63

СИИЖТ, вариант 63

Контрольная работа 1: 5, 27, 45, 67, 92, 108, 133, 150, 171

Контрольная работа 2: 193, 203, 224, 252, 277, 283,303,332,343

Контрольная работа 1

5. При восстановлении 1,485 г оксида металла, выделилось 0,41 л оксида углерода СО. Вычислить эквивалентную массу металла.

Решение:

1,485 г 0,41 л

1. MeO + C = CO + Me

Э _MeO Э_СО

По закону эквивалентов:

1,485 г оксида - « - « - 0,41 л СО

Э _MeO - « - « - 11,2 л СО

Отсюда:

Э _MeO = 1,485 * 11,2 / 0,41 = 40,56 г/моль

2. Эквивалентная масса кислорода равна 8 г/моль

Отсюда, эквивалентная масса металла равна:

40,56 – 8 = 32,56 г/моль

Ответ: эквивалентная масса металла равна 32, 56 г/моль.

27. Какое состояние атома называется основным, и какое – возбужденным? Чем ион отличается от нейтрального атома? Изобразите электронные формулы и схемы атома серы в основном и возбужденном состояниях, а также ионов S⁺⁴ и S^-2 .

Решение:

Атом не излучает и не поглощает энергию при движении электронов только по определенным (стационарным орбитам). Такое состояние атома называется устойчивым.

При поглощении атомом энергии он переходит из нормального (соновного) в возбужденное состояние. При этом электроны удаляются от ядра, «перескакивая» на более дальние стационарные орбиты.

Размещение электронов по АО в пределах одного энергетического подуровня определяется правилом Хунда (суммарный спин данного подуровня должен быть максимальным). При любом другом размещении электронов атом будет находится в возбужденном состоянии.

₁₆S – 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴ p-элемент

s p d

n=3	↑↓	↑↓	↑	↑
n=2	↑↓	↑↓	↑↓	↑↓
n=1	↑↓

Основное состояние; В=2 (число неспаренных электронов)

При возбуждении: S + hν → S^*

₁₆ S^*

s p d

n=3

↑↓

↑

↑

↑

↑

В=4

₁₆ S^*

s p d

n=3

↑↓

↑

↑

↑

↑

↑

В=6

Ион от нейтрального атома отличается числом электронов.

S⁰ - 4 e → S⁺⁴

S⁺⁴ - 1s²2s²2p⁶3s²3p⁰

s p d

n=3

↑↓

S⁰ + 2 e → S^-2

S^-2 - 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

s p d

n=3

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

45. Исходя из положения металла в периодической системе, определите, какой из двух гидроксидов является более сильным основанием:

а)Mg(OH)₂ или Be(OH)₂, б) Cd(OH)₂ или Sn(OH)₂, в) Sr(OH)₂ или Mo(OH)₂?

Решение:

С увеличением порядкового номера в группах сила оснований возрастает, поэтому Mg(OH)₂ как основание сильнее Be(OH)₂.

С увеличением порядкового номера в периодах сила оснований ослабевает, а сила кислот возрастает, поэтому Cd(OH)₂ сильнее Sn(OH)₂ , а Sr(OH)₂ сильнее Mo(OH)₂.

67. Что представляет собой гибридизация атомных орбиталей? В каких случаях она имеет место? Какие типы гибридизации АО вам известны? Есть ли гибридизация АО и какого типа в молекулах: N₂, BCl₃, PCl₃?

Решение:

В результате комбинации различных орбиталей (s,p,d и т.д.) возникают новые атомные орбитали промежуточной формы, которые называются гибридными. А перестройка различных орбиталей, позволяющая ей более полно перекрываться с орбиталью соседнего атома, называется гибридизацией. Гибридизация осуществляется при возбуждении атома, например:

₄Be - 1s²2s²

s p

n=2

↑↓

В возбужденном состоянии:

s p

n=2

↑

↑

А результате: одна s + одна p- орбиталь → две sp- гибридные орбитали.

При гибридизации одной s- и двух p - орбиталей образуется три sp²-гибридных орбитали.

В молекуле BCl₃ центральный атом В - 1s²2s²2p¹ в возбужденном состоянии:

s p

n=2

↑

↑

↑

Такой тип гибридизации объясняет расположение всех трех связей в молекуле BCl₃ в одной плоскости.

Если со стороны атома в химических связях участвуют четыре атомные орбитали одного слоя – s-, p_x,p_y,p_z, то в результате их гибридизации образуется четыре эквивалентные sp³ – орбитали.

Изменить свою «форму» атомная орбиталь может лишь комбинируясь с другими атомными орбиталями иной симметрии этого же атома. Гибридизация осуществляется при возбуждении атома, т.е. требует затрат энергии.

В молекуле атома азота:

Атом азота ₇N - 1s²2s²2p³

s p

n=2

↑↓

↑

↑

↑

Нет свободных орбиталей и возбуждения атома не происходит, поэтому в участии образовании молекулы азота не участвуют гибридные орбитали, участвуют просто три р- орбитали.

В молекуле PCl₅ центральный атом Р - 1s²2s²2p⁶3s² 3p³ в возбужденном состоянии:

s p d

n=3

↑

↑

↑

↑

↑

В результате образуется пять sp³d – гибридных орбиталей.

В молекуле PCl₃ центральный атом Р находится в невозбужденном состоянии:

s p d

n=3

↑↓

↑

↑

↑

В связи участвуют три p- орбитали. Поэтому в молекуле PCl₃ гибридизации АО не происходит.

92. Вычислите тепловой эффект реакции разложения карбида кальция СаС₂ (к) водой, в результате которой образуется гидроксид кальция Cа(OH)₂ (к) и ацетилен С₂Н₂ (г). Сколько теплоты выделится при разложении водой 100 г карбида кальция?

Решение:

СаС₂ (к) +2 Н₂О (ж) = Cа(OH)₂ (к) + С₂Н₂ (г)

1.По следствию из закона Гесса:

∆ Н ⁰_р = ∑ ∆ Н ⁰_прод - ∑∆ Н ⁰_исход

∆ Н ⁰_р = (∆ Н ⁰ Cа(OH)₂ + ∆ Н ⁰ С₂Н₂ ) - (∆ Н ⁰ CаС₂ + 2∆ Н ⁰ Н₂О)=

(-986,2 + 226,75) – (- 62,7 + 2* (-285,84)) = - 125,07 кДж

2.

100 г

СаС₂ + 2 Н₂О = Cа(OH)₂ + С₂Н₂ + 125,07 кДж

М= 64 г/моль

64 г СаС₂ - « - « - 125,07 кДж

100 г СаС₂ - « - « - х кДж

Х = 196,4 кДж

Ответ: 1) тепловой эффект реакции равен – 125,07 кДж; 2) при разложении 100 г карбида кальция выделяется 196,4 кДж тепла.

108. Реакция протекает по уравнению:

ZnO (к) + CO (г) = Zn (к) + CO_{2 (г)}

Вычислите ∆G этой реакции, используя табличные значения ∆ Н ⁰₂₉₈ и ∆ S ⁰₂₉₈ и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания реакции.

Решение:

1. По следствию из закона Гесса:

∆ Н ⁰_р = ∑ ∆ Н ⁰_прод - ∑∆ Н ⁰_исход

∆ Н ⁰_р = (∆ Н ⁰ Zn + ∆ Н ⁰ CO₂ ) - (∆ Н ⁰ ZnO + ∆ Н ⁰ CO) =

( 0 + (- 393,51)) – (- 349,0 + (-110,5)) = + 65,99 кДж

2. ∆ S⁰_р = ∑ S ⁰_прод - ∑ S ⁰_исход

∆ S⁰_р = (41,59 + 213,6) - (43,5 + 197,4) = 14,29 Дж/ К

3. ∆G₂₉₈ = ∆ Н ⁰₂₉₈ - Т *∆ S ⁰₂₉₈ = 65,99 – 298*14,29/1000 = + 61,73 кДж

Ответ: ∆G_реакц > 0 , следовательно, при стандартных условиях реакция протекать не будет.

133. Константа равновесия реакции N_{2 (г)} + 3 H_{2 (г)} ↔ 2 NH_{3 (г)} равна 0,1. Равновесные концентрации водорода и аммиака равны 0,6 и 0,18 моль/л соответственно. Вычислите равновесную и исходные концентрации азота.

Решение:

1. Константа равновесия определяется по уравнению:

К_р = [NH₃]² /[ N₂]*[ H₂]³ = 0,1

Отсюда, равновесная концентрация азота:

[N₂] = 0,18² / 0,6³ *0,1 = 1,5 моль/л

2. Из 1 моль азота образуется 2 моль аммиака, следовательно, на 0,18 моль/л аммиака было затрачено ½ концентрации азота,т.е. 0,09 моль/л азота.

Исходная концентрация азота составит:

0,09 + 1,5 = 1,59 моль/л

150. Вычислите нормальность следующих растворов:

а) 60%-ного растворв уксусной кислоты (ρ =1,068 г/см³), б) 49%-ного раствора Н₃РО₄ (ρ =1,338 г/см³).

Решение:

1. Эквивалентная концентрация (или нормальность) С_н - число моль эквивалентов растворенного вещества, содержащегося в 1 л раствора. Эквивалентную концентрацию определяют по формуле:

С_н = m / Э* v

2. Массу растворенного вещества определим следующим образом:

в 100 г 60%-ного раствора СН₃СООН содержится 60 г СН₃СООН

а в 100 г 49%-ного раствора Н₃РО₄ содержится 49 г Н₃РО₄ безводной

3. С учетом плотностей растворов определяем содержание безводных кислот в 1 литре раствора:

ρ = m/v → v = m/ ρ

а) 100 г : 1,068 г/ см³ = 92,6 см³

в 92,6 см³ - 60 г СН₃СООН

в 1000 см³ - х г СН₃СООН

х = 60*1000 /92,6 = 648 г/л

б) 100 г : 1,338 г/ см³ = 74,74 см³

в 74,74 см³ - 49 г Н₃РО₄ г

в 1000 см³ - х г Н₃РО₄ г

х = 49*1000 / 74,74 = 655,6 г/л

4. Определяем эквивалентные массы кислот:

а) Э _{СН3СООН} = М _{СН3СООН} /1 = 60 г/ моль-экв

б) Э _Н3РО4 = М_Н3РО4 /3 = 98/3 = 32,667 г/моль-экв

5. Нормальная концентрация растворов:

а) С_н = 648 г/л : 60 г/моль-экв = 10,8 н.

б) С_н = 655,6 г/л : 32,667 г/моль-экв = 20 н.

171. При растворении хлороформа массой 15 г в диэтиловом эфире массой 400 г температура кипения последнего повысилась на 0,635⁰ С. Вычислить молярную массу хлороформа. Эбуллиоскопическая константа эфира равна 2,02 град.

Решение:

1. К_эб = ∆ Т _кип / m, где m –моляльная концентрация раствора.

2. Моляльность – число моль растворенного вещества содержащегося в 1 кг растворителя.

3. Число моль растворенного вещества определяется по формуле:

ν = m / M

Отсюда, моляльность раствора:

m = К_эб /∆ Т _кип = 2,02 : 0,635 = 3,11моль/кг

15 г хлороформа - на 400 г эфира

х г хлороформа - на 1000 г эфира

х = 15*1000/400 = 37,5 г/кг

М = ν * m = 37,5 *3,11=116,625 г/моль

Можно использовать формулу:

М= (1000* К_эб *g ) /(g₀ *∆ Т _кип) =(1000 *2,02*15) /(400 * 0,635) = 116,5 г/моль

Где g – масса растворенного вещества

g₀ - масса растворителя.

Контрольная работа №2.

193. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций:

а) Cr(OH)₃ + KOH

б) NaNO₂ + H₂SO₄

в) Ba(OH)₂ + H₂SO₄

Решение:

а) Cr(OH)₃ + 3 KOH = К₃ [Cr(OH)₆]

Cr(OH)₃ + 3 К⁺ + 3 ОН^- = 3 К⁺ + Cr(OH)₆^3-

Cr(OH)₃ + 3 ОН^- = Cr(OH)₆^3-

б) 2 NaNO₂ + H₂SO₄ = 2НNO₂ + Na₂SO₄

2 Na⁺ + 2 NO₂ ^- + 2 H⁺ + SO₄ ^2- = 2НNO₂ + 2Na⁺ + SO₄ ^2-

2 NO₂ ^- + 2 H^{+ -} = 2НNO₂

NO₂ ^- + H^{+ -} = НNO₂

в) Ba(OH)₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ + Н₂О

Ba²⁺ + 2 ОН^- + 2 H⁺ + SO₄ ^2- = BaSO₄ + Н₂О

203. Какие из солей Fe ₂ (SO₄)₃, (NH₄)₂S, NaCl, K₃AsO₄ подвергаются гидролизу? Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза соответствующих солей.

Решение:

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, не подвергаются гидролизу. К ним относятся NaCl, K₃AsO₄.

Для остальных солей составим уравнения гидролиза:

А) Fe ₂ (SO₄)₃ + 2 Н₂О ↔ 2 (Fe ОН) SO₄ + H₂SO₄

2 Fe³⁺ + 3 SO₄^2- + 2 Н₂О ↔ 2 Fe ОН²⁺ + 3 SO₄^2- + Н⁺

Fe³⁺ + Н₂О ↔ Fe ОН²⁺ + Н⁺ - кислая реакция среды, рН < 7

Б) (NH₄)₂S – соль, образованная слабым основанием и слабой летучей кислотой, поэтому она полностью подвергается гидролизу.

(NH₄)₂S + Н₂О ↔ NH₄ОН + Н₂S

2 NH₄⁺ + S^2- ↔ NH₄ОН ↑ + Н₂S↑

224. Какие соединения и простые вещества могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? Выберите такие вещества из предложенного перечня:

Br₂, KNO₃, Na₂SO₃, NaNO₂, Mg, H₂O₂

Решение:

Соединения и простые вещества могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства, если они содержат элементы с промежуточной степенью окисления. К таким относятся:

Br₂ ⁰, Na₂S ⁺⁴O₃, NaN ⁺³O₂, H₂O₂ ^-1

252. Рассчитайте электродный потенциал железного электрода, опущенного в раствор соли FeCl₃, 12,6 г которой содержится в 1 л раствора.

Решение:

1. Определим молярную концентрацию раствора FeCl₃ :

М (FeCl₂) = 126 г/моль

С_м = 12,6 г/л : 126 г/моль = 0,1 моль/л

2. Значение равновесного электродного потенциала определим по уравнению Нернста:

Е_равн. = Е⁰ + (0,059 / nê )* lg C_Меⁿ⁺ = - 0,44 В + (0,059/2)* lg0,1 = -0,47 В

lg0,1 = -1

277. Для выделения 1,75 г некоторого металла из раствора его соли потребовалось пропускать ток силой 1,8 А в течение 1,5 часов. Вычислите эквивалентную массу металла.

Решение:

1. По закону Фарадея:

m = (Э * I * t)/ F , откуда

Э = (m * F)/(I * t) = (1,75 * 96500)/(1,8 * 1,5* 3600) = 17,37 г/моль-экв.

283. Медь покрыта оловом. Напишите уравнения анодного и катодного процессов коррозии при нарушении покрытия в среде соляной кислоты.

Решение:

Е _cu = + 0,34 B

Е _Sn = - 0,136 В

Олово более активный металл, поэтому он будет анодом, а медь катодом при нарушении защитного слоя. Схема гальванического элемента будет иметь вид: Sn I HCl I Cu

На аноде: Sn - 2 ê = Sn²⁺ - окисление

На катоде: 2 Н⁺ + 2ê = Н₂ - восстановление

303. Вычислите заряды следующих комплексных ионов, образованных трехвалентным хромом: а) [Cr (H₂O)₆], b) [Cr (H₂O)₅ Cl]; c) [Cr (H₂O)₄ Cl₂] , d) [Cr (CN)₆], e) [Cr(NH₃)₄ (H₂O)₂], f) [Cr (NH₃)₅ NO₂]

Решение:

Заряд комплексного иона равен сумме зарядов комплексообразователя и лигандов, поэтому заряды комплексных ионов будут равны:

а) [Cr³⁺ (H₂O⁰)₆]³⁺;

3+ 6*0 = +3

b) [Cr (H₂O)₅ Cl]²⁺

+3 + 5*0 + (-1) = +2

c) [Cr (H₂O)₄ Cl₂]⁺¹

+3 + 4*0 + 2*(-1) = +1

для других комплексных ионов производим аналогичные расчеты и получаем:

d) [Cr (CN ^-1)₆]^1-

e) [Cr(NH₃)₄ (H₂O)₂]³⁺

f) [Cr (NH₃)₅ NO₂]¹⁺

332. Пользуясь рядом напряжений, приведите примеры 4-х металлов, два из которых вытесняют, а другие два – не вытесняют свинец из раствора Pb(NO₃)₂. Напишите соответствующие реакции и уравнения электронного баланса.

Решение:

Вытеснять свинец будут металлы, стоящие в ряду напряжений перед свинцом, например, магний или цинк. Не смогут вытеснить свинец из раствора его соли металлы, стоящие в ряду напряжений после свинца, например, висмут и медь.

А) Zn + Pb(NO₃)₂ = Zn(NO₃)₂ + Pb

Zn⁰ - 2 ê = Zn²⁺ - окисление

Pb²⁺ + 2 ê = Pb⁰ –восстановление

Б) Mg + Pb(NO₃)₂ = Mg(NO₃)₂ + Pb

Mg⁰ - 2 ê = Mg²⁺ - окисление

Pb²⁺ + 2 ê = Pb⁰ –восстановление

343. Напишите уравнение реакции полимеризации пропилена. Представьте изотактическую и атактическую структуру полимера.

Слово «полимер» - греческого происхождения. Буквально, полимер - это молекула, состоящая из многих (поли-) частей (мерос), каждая из которых представляет собой мономерное, т.е. состоящее из одной (монос) части, звено полимерной цепи. Реакция получения полимера из мономера называется полимеризацией. Полимерные молекулы обычно представляют собой очень длинные цепи, линейные или разветвленные. Образование этих молекул возможно благодаря тому, что атомы углерода легко и прочно соединяются друг с другом и со многими другими атомами.

Известно много типов полимеризации, однако наиболее распространены два из них: присоединительная (аддиционная) полимеризация и поликонденсация.

В присоединительной полимеризации мономеры присоединяются друг к другу непосредственно, без изменения состава.

Присоединительная полимеризация редко идет самопроизвольно. Она может быть инициирована определенными катализаторами, обычно свободнорадикальными, катионными или анионными. Инициированные ими реакции – экзотермические (идущие с выделением тепла). Промышленные полимеризационные процессы, проводимые в интервале температур от –80^о до 120^о С, дают большие выходы полимеров за короткое время. Примеры полимеров:

Использованная литература:

1. Энциклопедия полимеров, тт. 1–3. М., 1972–1977

2. Павлов Н.Н.Теоретические основы общей химии. – М: «Высшая школа»,1978.

3. Степин Б. Д., Цветков А. А. Неорганическая химия. М.: «Высшая школа», 1994.

4. Глинка Н. Л. Общая химия , 1988.

5. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии.-М. Химия, 1988.

14