Тогда эквивалентная масса оксида металла

№3. Из 1,35 г оксида металла получается 3,15 г его нитрата. Вычислите эквивалентную
массу этого металла.
Решение.
Обозначим эквивалентную массу металла ЭМ
Тогда эквивалентная масса оксида металла
ЭМО = ЭМ + 16 / 2 = ЭМ + 8
Эквивалентная масса нитрата металла
ЭМNO3 = ЭМ + 14 + 16 · 3 = ЭМ + 62
Так как количество эквивалентов оксида и сульфата одинаковы то составляем пропорцию
mMO mMNO3
=
;
ЭMO ЭMNO3
1,35
3,15
=
ЭM + 8 ЭM + 62
Откуда находим эквивалентную массу металла
1,35 ( ЭM + 62 ) = 3,15 ( ЭM + 8 )
ЭM =
1, 35 ⋅ 62 − 3,15 ⋅ 8
= 32,5 г/моль.
3,15 − 1,35
http://ximias.narod.ru/
№6. Чему равен при н.у. эквивалентный объем водорода? Вычислите эквивалентную
массу металла, если на восстановление 1,017 г его оксида израсходовалось 0,28 л
водорода (н.у.)
Решение.
Так как мольная (молярная) масса водорода Н2 (2 г/моль) при н.у. занимает объем
22,4 л, то объем эквивалентной массы водорода (эквивалентный объем водорода)
будет VmЭ ( H 2 ) = 22,4 / 2 = 11,2 л.
По закону эквивалентов эквивалентная масса оксида металла составит
VmЭ ( H 2 )
11, 2
mЭ ( МеO ) = mMeO
= 1, 017
= 40, 68 г/моль.
VH 2
0, 28
Согласно закону эквивалентов
mЭ ( МеO ) = mЭ ( Ме ) + mЭ (O2 )
Откуда эквивалентная масса металла
mЭ ( Ме ) = mЭ ( МеO ) − mЭ (O2 ) = 40, 68 − 8 = 32, 68 г/моль.
Ответ: mЭ ( Ме ) = 32, 68 г/моль.
№9. В 2,48 г оксида одновалентного металла содержится 1,84 г металла. Вычислите
молярную массу эквивалента металла и его оксида. Чему равна молярная и относительная
атомная масса этого металла?
Решение.
Количество кислорода, которое содержит оксид 2,48 – 1,84 = 0,64 г.
Молярная масса эквивалента кислорода mэ(О) = 8 г/моль.
Следовательно, молярная масса эквивалента элемента
mэ(Ме) = mэ(О) · 1,84 / 0,64 = 8 · 1,84 / 0,64 = 23,0 г/моль.
Молярная масса эквивалента оксида
mэ(МеО) = mэ(О) + mэ(Ме) = 8 + 23 = 31 г/моль.
Атомная масса элемента (она же молярная) А = 1 · 23,0 = 23,0 г/моль.
Этот элемент Натрий.
№12. Напишите уравнение реакций Fe(OH)3 c хлороводородной (соляной) кислотой, при
которых образуются следующие соединения железа: а) хлорид дигидроксожелеза; б)
дихлорид гидроксожелеза; в) трихлорид железа. Вычислите количество вещества
эквивалента и молярную массу эквивалента Fe(OH)3 в каждой из этих реакций.
Решение.
Молярная масса Fe(OH)3
М = 55,84 + 3 · 16 + 3 = 106,84 г/моль
а) Уравнение реакции
Fe(OH)3 + HCl = Fe(OH)2Cl + H2O
молярная масса эквивалента
Э = М = 106,84 г/моль
б) Уравнение реакции
Fe(OH)3 + 2HCl = Fe(OH)Cl2 + 2H2O
молярная масса эквивалента
Э = М / 2 = 53,42 г/моль
в) Уравнение реакции
Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O
молярная масса эквивалента
Э = М / 3 = 36,61 г/моль
№15. Избытком хлороводородной (соляной) кислоты подействовали на растворы: а)
гидрокарбоната кальция; б) дихлорида гидроксоалюминия. Напишите уравнения реакции
этих веществ с НCl и определите количество вещества эквивалентов и молярные массы
эквивалента.
Решение.
а) Уравнение реакции
2НCl + Ca(HCO3)2 = CaCl2 + 2H2O + 2CO2
Количество вещества эквивалента
Э = ½ моль.
Молярная масса эквивалента
mЭ = Э · M = ½ · (40,078 + 2 + 2 · 12 + 6 · 16) = 81,04 г/моль.
б) Уравнение реакции
НCl + Al(OH)Cl2 = AlCl3 + H2O
Количество вещества эквивалента
Э = 1 моль.
Молярная масса эквивалента
mЭ = Э · M = 1 · (26,982 + 16 + 1 + 2 · 35,453) = 114,89 г/моль.
№18. Исходя из молекулярной массы углерода и воды, определите абсолютную массу
атома углерода и молекулы воды в граммах.
Решение.
Для вычисления абсолютных масс нам понадобится постоянная Авогадро
NA = 6,02 · 1023 моль–1
которая обозначает число молекул в 1 моле вещества.
Молекулярная масса углерода М = 12 г/моль.
Масса атома углерода m = M / NA = 12 / 6,02 = 2,0 · 10–23 г.
Молекулярная масса воды M = 16 + 2 = 18 г/моль.
Масса молекулы воды m = M / NA = 18 / 6,02 = 3,0 · 10–23 г.
№ 21
Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 9 и 28.
Покажите распределите электронов этих атомов по квантовым ячейкам. К какому
электронному семейству относится каждый из этих элементов.
Решение.
Элемент с порядковым номером 9 – фтор, электронная формула 9F 1s22s22p5
Элемент с порядковым номером 28 – никель, электронная формула
2 2
6 2 6 8 2
28Ni 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s
Фтор относится к p – семейству, никель относится к d – семейству.
s
n=1
9F
p
n=2
s
n=1
n=2
28Ni
n=3
n=4
p
d
f
№ 24
Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 25 и 34. К
какому электронному семейству относится каждый из этих элементов.
Решение.
Элемент с порядковым номером 25 – марганец, электронная формула
2 2 6 2 6 5 2
25Mn 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s
он относится к d – семейству (заполняется 3d орбиталь).
Элемент с порядковым номером 34 – селен, электронная формула
2 2
Se
1s
2s 2p63s23p63d104s24p4
34
он относится к р – семейству (заполняется 4p орбиталь).
№27. Какие орбитали атома заполняются электронами раньше: 4d или 5s; 6s или 5р?
Почему? Напишите электронную формулу атома элемента с порядковым номером 21.
Решение.
Сначала заполняется уровень 5s затем уровень 4d, так как энергия электрона на уровне 5s
меньше чем на уровне 4d.
Сначала заполняется уровень 5р затем уровень 6s, так как энергия электрона на уровне 5р
меньше чем на уровне 6s.
Электронная формула элемента с порядковым номером 21.
2 2
6 2 6 1 2
21Sc 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s
№30 Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 14 и
40. Сколько свободных 3d-орбиталей у атомов последнего элемента?
Решение
2 2 6 2
2
14Si 1s 2s 2p 3s 3p
1s22s22p63s23p63d104s24p64d25s2
У атома последнего элемента все 3d орбитали заполнены, а свободных 4d – орбиталей
10-2 = 8.
40Zr
№33
Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 21 и 23.
Сколько свободных 3d – орбиталей в атомах этих элементов?
Решение.
Электронная формула скандия
2 2
6 2 6 1 2
21Sc 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s
в его атоме девять свободных 3d – орбиталей.
Электронная формула титана
2 2
6 2 6
3 2
23V 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s
в его атоме семь свободных 3d – орбитали.
№ 36
Какие из электронных формул, отражающих строение невозбужденного атома некоторого
элемента неверны: а) 1s22s22p53s1; б) 1s22s22p6; в) 1s22s22p63s23p63d4 ; г) 1s22s22p63s23p64s2;
д) 1s22s22p63s23p63d2? Почему? Атомам каких элементов отвечают правильно
составленные электронные формулы?
Решение.
Формула б) отвечает строению атома неона Ne.
Формула г) отвечает строению атома кальция Са.
Фрмула а) составлена не верно у 10=2+2+5+1-го элемента неона Ne в невозбужденном
состоянии полностью заполнена 2р – орбиталь, так как электрон на уровне 2р имеет
меньшую энергию чем на уровне 3s.
Фрмулы в) и д) составлены не верно так как у этих элементов уровень 4s имеет меньшую
энергию, чем 3d (сначала начинает заполнятся уровень 4s).
№39. В чем заключается принцип Паули? Может ли быть на каком-нибудь подуровне
атома р7– или d12 – электронов? Почему? Составьте электронную формулу атома элемента
с порядковым номером 22 и укажите его валентные электроны.
Решение.
Принцип Паули – в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре
квантовых числа были бы одинаковы.
Следовательно, на одной орбитали могут находится не более двух электронов,
отличающихся друг от друга значениями спинового квантового числа (или, сокращенно,
спинами); максимальная емкость энергетического подуровня – 2(2l + 1) электронов, а
уровня – 2n2.
Может ли быть на каком-нибудь подуровне атома р7– или d12 – электронов?
Ответ – нет.
Так по вышеизложенному максимальное число электронов на р – подуровне 6, а на d –
подуровне 10.
Электронная формула элемента с атомным номером 22
2 2 6 2 6 2 2
22Ti 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s .
№42. Что такое энергия ионизации? В каких единицах она выражается? Как изменяется
восстановительная активность s– и р–элементов в группах периодической системы с
увеличением порядкового номера? Почему?
Решение.
Энергия ионизации – минимальная энергия, необходимая для отрыва наиболее
слабо связанного электрона от невозбужденного атома для процесса
Э + Еион → Э+ + е–
Энергия ионизации выражается в килоджоулях на моль(кДж/моль) или
электронвольтах на атом (эВ/атом).
Восстановительная активность s– и р–элементов в группах периодической системы
с увеличением порядкового номера возрастает. Это связано с тем, что у элементов с
большим порядковым номером электроны валентного слоя находятся дальше от ядра и
поэтому и энергия их ионизации меньше.
№45 Что такое сродство к электрону? В каких единицах оно выражается? Как изменяется
окислительная активность неметаллов в периоде и в группе периодической системы с
увеличением порядкового номера? Ответ мотивируйте строением атома
соответствующего элемента.
Химическая активность элемента определяется способностью его атомов терять
или приобретать электроны. Количественно это оценивается энергией ионизации атома и
его сродством к электрону.
Способность атома образовывать отрицательно заряженные ионы характеризуется
сродством к электрону, под которым понимается энергетический эффект присоединения
электрона к нейтральному атому в процессе Э + е– = Э– + Еср.
Сродство к электрону Еср численно равно, но противоположно по знаку энергии
ионизации отрицательно заряженного иона Э–. Эта величина выражается в электронвольтах на атом или килоджоулях на моль.
Наибольшим сродством к электрону характеризуются элементы группы VIIА. По
их окислительная активность максимальна и уменьшается Фтор – Йод, в связи с тем что в
ряду увеличивается радиус атома.
В периоде окислительная активность увеличивается с возрастанием номера группы.
№48. Марганец образует соединения, в которых он проявляет степень окисления +2, +3,
+4, +6, +7. Составьте формулы его оксидов и гидроксидов, отвечающих этим степеням
окисления. Напишите уравнения реакций, доказывающих амфотерность гидроксида
марганца (IV).
Решение.
Формулы оксидов:
MnO – закись марганца;
Mn2O3 – окись марганца;
MnO2 – двуокись марганца;
MnO3 – марганцовистый ангидрид;
Mn2O7 – марганцовый ангидрид.
Формулы гидроксидов:
Mn(OН)2; Mn(OН)3; Mn(OН)4; Н2MnO4; НMnO4.
Уравнения реакций доказывающий амфотерность гидроксида марганца (IV).
Mn(OН)4 + 2H2SO4 = Mn(SO4)2 + 4H2O
Mn(OН)4 + 4KOH = K4MnO4 + 4H2O
уравнения показывают, что гидроксид марганца (IV) растворяется как в сильных
кислотах, так и в сильных щелочах, следовательно обладает амфотерными свойствами.
№51 У какого из р-элементов пятой группы периодической системы – фосфора или
сурьмы сильнее выражены неметаллические свойства? Какое из водородных соединений
данных элементов более сильный восстановитель? Ответ мотивируйте строением атома
этих элементов.
Электронная формула фосфора 15Р – 1s22s22p63s23p3.
Электронная формула сурьмы 51Sb – 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p3.
У фосфора неметаллические свойства выражены значительно сильнее чем у сурьмы.
Это объясняется тем, что связь внешних валентных электронов на третьем энергетическом
уровне сильнее чем на пятом уровне.
Поэтому SbH3 является более сильным восстановителем, чем РН3.
№54 Какую низшую степень окисления проявляют водород, фтор, сера и азот? Почему?
Составьте формулы соединений кальция с данными элементами в этой степени окисления.
Как называются соответствующие соединения.
Низшая степень окисления:
водорода –1. Так как он может притянуть только один электрон на уровень 1s.
фтора –1. Так как у него на валентном уровне есть одна незаполненная 2р
орбиталь.
серы –2.
азота –3. Степени окисления раны числу свободных уровней на валентном слое.
Формулы соединений с кальцием
СаН2 – гидрид кальция.
СаF2 – фтористый фтористый.
СаS – сульфид кальция.
Са3N2 – нитрид кальция.
№57. Атомные массы элементов в периодической системе непрерывно увеличиваются,
тогда как свойства простых тел изменяются периодически. Чем это можно объяснить?
Дайте мотивированный ответ.
Решение
Химические свойства элементов в основном зависят от конфигурации внешнего
(валентного) электронного слоя. Хотя атомные массы элементов возрастают но структуры
внешних электронных уровней повторяются. Например натрий и калий имеют разные
атомные массы, но они имеют по одному валентному электроны, поэтому они обладают
схожими свойствами.
№60. Атомы каких элементов четвертого периода периодической системы образуют
оксид, отвечающий их высшей степени окисления Э2О5? Какой из них дает газообразное
соединение с водородом? Составьте формулы кислот отвечающих этим оксидам и
изобразите их графически?
Решение.
Атомы ванадия и мышьяка в высшей степени окисления имеют формулы Э2О5 (V2O5 и
As2O5).
Из них газообразное соединение с водородом дает мышьяк AsH3.
Формулы кислот
HVO3, HAsO3
Запишем формулы графически
O
||
Н–О–V=O
O
||
Н–О–As=O
№63. Какой способ образования ковалентной связи называют донорно-акцепторным?
Какие химические связи имеются в ионах NH4+ и BF4–? Укажите донор и акцептор.
Решение
Во многих случаях ковалентные связи возникают и за счет спаренных электронов,
имеющихся во внешнем электронном поле атома. Такой способ образования ковалентной
связи называют донорно-акцепторным. Рассмотрим, например, электронную структуру
молекулы аммиака:
Здесь точками обозначены электроны, первоначально принадлежавшие атому
азота, а крестиками — принадлежавшие атомам водорода. Из восьми внешних электронов
атома азота шесть образуют три ковалентные связи и являются общими для атома азота и
атомов водорода. Но два электрона принадлежат только азоту к образуют неподеленную
электронную пару. Такая пара электронов тоже может участвовать в образовании
ковалентной связи с другим атомом, если во внешнем электронном слое этого атома есть
свободная орбиталь. Незаполненная ls-орбиталь имеется, например, у нона водорода Н+,
вообще лишенного электронов:
Поэтому при взаимодействии молекулы NH3 с ионом водорода между ними
возникает ковалентная связь; неподеленная пара электронов атома азота становится
общей для двух атомов, в результате чего образуется ион аммония NH4+:
Здесь ковалентная связь возникла за счет пары электронов, и свободной орбитали другого
атома.
В обоих ионах связи ковалентные полярные и есть по донорно-акцепторной связи.
В ионе аммония донором является атом азота, а акцептором атом водорода.
Для BF4–
Здесь донором является фтор, а акцептором бор.
№66. Сколько неспаренных электронов имеет атом хлора в нормальном и возбужденном
состояниях? Распределите эти электроны по квантовым ячейкам. Чему равна валентность
хлора, обусловленная неспаренными электронами?
Решение.
Распределение электронов внешнего энергетического уровня хлора …3s23p5 (учитывая
правило Хунда, 3s23px23py23pz по квантовым ячейкам в нормальном состоянии имеет вид:
s
p
d
17Cl
3s 3px 3py 3pz
Атом хлора в основном состоянии имеет один неспаренный электрон
Атомы хлора имеют свободные d – орбитали, поэтому возможен переход одного 3s и двух
3р – электронов в 3d – состояние, следовательно в возбужденном состоянии
распределение по квантовым ячейкам иметь следующие виды.
s
p
d
17Cl
3s 3px 3py 3pz 3dxy 3dxz
s
p
d
17Cl
3s 3px 3py 3pz 3dxy 3dxz
s
p
d
17Cl
3s 3px 3py 3pz 3dxy 3dxz
В возбужденных состояниях атом хлора имеет 3, 5 или 7 неспаренных электронов
Валентность хлора обусловленная неспаренными электронами:
в нормальном состоянии 1, например в поваренной соли NaCl;
в возбужденных состояниях 3, 5 или 7 для примера можно привести соединения.
HClO2 – хлористая кислота;
HClO3 – хлорноватоя кислота;
HClO4 – хлорная кислота.
№69. Какие кристаллические структуры называют ионными, атомными, молекулярными и
металлическими? Кристаллы каких веществ – алмаз, хлорид натрия, диоксид углерода,
цинк имеют указанные структуры?
Решение
В зависимости от природы частиц, образующих кристалл, и характера связи между
ними различают четыре основных типа структур кристаллических веществ, или
кристаллических решеток, – атомную, ионную, металлическую и молекулярную.
В узлах атомной кристаллической решетки находятся атомы одинаковых или
различных элементов, соединенные между собой ковалентными связями. В последнее
время эти структуры часто относят к неорганическим полимерам. Типичными примерами
таких веществ являются алмаз и кварц.
Ионные кристаллические решетки построены из положительно и отрицательно
заряженных ионов, между которыми действуют электростатические (кулоновские) силы
притяжения. Ионы могут быть простыми, например в кристалле NaCl, и сложными,
например в кристалле (NH4)2SO4. Строение ионных кристаллов определяется главным
образом отношением радиусов разноименно заряженных и отталкиванием одноименно
заряженных ионов.
Металлическая кристаллическая решетка состоит из катионов металла, между
которыми относительно свободно перемещаются валентные электроны. Отрицательный
заряд таких электронов, иногда называемых электронным газом, компенсирует
положительные заряды катионов металла и удерживает их в узлах кристаллической
решетки.
В узлах молекулярной кристаллической решетки расположены молекулы,
связанные между собой слабыми межмолекулярными связями. Характер
межмолекулярных сил и энергия взаимодействия молекул определяется их природой:
между неполярными молекулами дисперсные силы; энергия взаимодействия между
полярными молекулами складывается из дисперсных, ориентационных индукционных
сил.
Алмаз имеет атомную структуру.
Хлорид натрия имеет ионную структуру.
Диоксид углерода имеет молекулярную структуру.
Цинк имеет металлическую структуру.
№72. Какую химическую связь называют водородной? Между молекулами каких веществ
она образуется? Почему Н2О и HF, имея меньшую молекулярную массу, плавятся и кипят
при более высоких температурах, чем их аналоги?
Остановимся предварительно на некоторых отличиях свойств, присущих
положительному водородному иону Н + . Водородный атом обладает той особенностью,
отличающей его от всех остальных атомов, что, отдавая свой электрон, он остается в виде
ядра без электронов, т. е. в виде частицы, диаметр которой в тысячи раз меньше диаметра
остальных атомов. Кроме того, вследствие отсутствия у него электронов ион Н+ не
испытывает отталкивания от электронной оболочки другого атома или иона, а, наоборот,
притягивается ею. Это позволяет ему ближе подходить к другим атомам и вступать во
взаимодействие с их электронами (и даже внедряться в их электронную оболочку).
Перейдем теперь к вопросу о водородной связи. В различных состояниях
водородного атома такая способность к присоединению может быть свойственна ему не в
одинаковой степени. Наиболее сильной она будет тогда, когда он в наиболее полной степени отдает свой электрон, т. е. прежде всего, когда он находится в состоянии
положительного иона Н + , а также, когда он связан с атомами наиболее
электроотрицательных элементов— в первую очередь с атомами фтора и кислорода и в
меньшей степени с атомами хлора и азота. Наоборот, в случае неполярной или
малополярной связи (с углеродом, кремнием или другими) и тем более в случае связи с
менее электроотрицательными элементами—с металлами (гидриды металлов)—этой
способности у атома водорода быть не может.
В состояниях, когда эта способность развита в сильной степени, атом водорода
может настолько интенсивно взаимодействовать с электронами другого атома, что между
ними устанавливается довольно прочная связь (с энергией связи 5—7 ккал/моль и
больше), которая может хорошо проявляться в спектрах. Однако она все же много слабее
обычной химической связи (энергия которой составляет примерно 30—100 ккал/моль).
Водородная связь возникает в результате междипольного взаимодействия двух сильно
полярных связей, принадлежащих различным молекулам (или одной и той же молекуле),
но она в значительной степени усиливается вследствие взаимной поляризации связей,
обусловленной указанными особенностями водородного атома.
Водородный атом, связанный с атомами фтора или кислорода, обладает этой
способностью в наибольшей степени. Да и в чистом состоянии у фтористого водорода и у
воды наблюдается значительная ассоциация молекул; явление ассоциации в этих случаях
обусловлено именно водородной связью.
Н2О и HF, имея меньшую молекулярную массу плавятся и кипят при более
высоких температурах, за счет образования между их молекулами водородных связей.
№75. Какие силы молекулярного взаимодействия называют ориентационными,
индукционными и дисперсионными? Когда возникают эти силы и какова их природа?
Ориентационная составляющая (или диполь-дипольная) сил межмолекулярного
взаимодействия представляет собой электростатическое взаимодействие
соответствующим образом ориентированных диполей. Энергия ориентационного
взаимодействия резко возрастает с увеличением электрического момента диполя и
уменьшается с ростом температуры, так как при этом тепловое движение нарушает
ориентацию молекул.
В смесях, содержащих полярные и неполярные молекулы, возникает взаимодействие
между молекулами, обусловленное электростатическим притяжением между диполями
полярных молекул и наведенными диполями неполярных молекул. Последние возникают
в результате поляризации под действием электрических полей диполей, окружающих
данную полярную молекулу. Этот эффект называется индукционной составляющей сил
межмолекулярного взаимодействия.
Известно большое число веществ, таких, как, например, благородные газы, молекулы которых неполярны и относительно мало поляризуются. И тем не менее эти вещества
получены как в жидком, так и в твердом состояниях. Возникновение при этом
взаимодействий было впервые объяснено Ф. Лондоном. Он показал, что
электростатическое отталкивание между электронами двух каких-либо атомов или
молекул уменьшается, если движение электронов происходит таким образом, что они все
время оказываются максимально удаленными друг от друга. При таком согласованном
движении электронов каждый из атомов можно рассматривать как «мгновенный»
электрический диполь, положительный полюс которого расположен в ядре атома, а
отрицательный — в точке нахождения данного электрона. При согласованном движении
электронов такие мгновенные диполи ориентируются друг к другу противоположно
заряженными концами, в результате чего происходит их электростатическое притяжение,
получившее название дисперсионной составляющей сил.
Дисперсионные силы действуют между любыми атомами или молекулами независимо от
их строения.
№78. Нарисуйте энергетическую схему образования молекулы О2 по методу
молекулярных орбиталей (МО). Как метод МО объясняет парамагнитные свойства
молекулы кислорода?
Решение.
Как видно из диаграммы, молекула О2
имеет два неспаренных электрона, что
объясняет ее парамагнитные свойства.
№81. Вычислите количество теплоты, которое выделится при восстановлении Fe2O3
металлическим алюминием, если было получено 335,1 г железа.
Решение
Термохимическое уравнение реакции
Fe2O3(к) + 2Al(к) = Al2O3(к) + 2Fe(к); ∆Н = –847,7 кДж.
Вычислим тепловой эффект реакции.
Стандартные энтальпии образования исходных веществ и продукта реакции
Fe2O3(к) :
∆H1 = –822,10 кДж/моль;
Al2O3(к) :
∆H2 = –1669,80 кДж/моль;
По закону Гесса тепловой эффект реакции
∆H = Σ ∆Hпрод – Σ ∆Hисх = ∆H2 – ∆H1 = – 1669,80 + 822,10 = –847,7 кДж/моль.
Молярная масса железа М = 55,85 г/моль.
Количество железа выделившегося в ходе реакции ν = 335,1 / 55,85 = 6 моль.
Количество теплоты, выделившееся в ходе реакции, находим, обращая внимание, на
стехиометрические коэффициенты в термохимическом уравнении
Q = – ∆Н · ν / 2 = 847,7 · 6 / 2 = 2543,1 кДж.
№84. При взаимодействии газообразных сероводорода и диоксида углерода образуются
пары воды и сероуглерод CS2(г). Напишите термохимическое уравнение этой реакции,
вычислив ее тепловой эффект
2H2S(г) + CO2(г) = 2H2O(г) + CS2(г); ∆Н = 65,43 кДж;
Решение
Вычислим тепловой эффект реакции.
Стандартные энтальпии образования исходных веществ и продукта реакции
сероводорода H2S :
∆H1 = - 20,15 кДж/моль;
углекислого газа CO2 :
∆H2 = - 393,51 кДж/моль;
воды H2O :
∆H3 = - 241,83 кДж/моль;
сероуглерода CS2 :
∆H4 = + 115,28 кДж/моль.
По закону Гесса тепловой эффект реакции
∆H = Σ ∆Hпрод – Σ ∆Hисх = 2∆H3 + ∆H4 – 2∆H1 – ∆H2 =
= – 2· 241,83 + 115,28 + 2 · 20,15 + 393,51 = 65,43 кДж/моль.
№87
Кристаллический хлорид аммония образуется при взаимодействии газообразных аммиака
и хлорида водорода. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислите ее
тепловой эффект. Сколько теплоты выделится, если в реакции было израсходовано 10 л
аммиака в пересчете на нормальные условия?
Решение.
Уравнение реакции
NH3(г) + HCl(г) = NH4Cl(к); ∆H = ?
Вычислим тепловой эффект реакции.
Стандартные энтальпии образования исходных веществ и продукта реакции
аммиака NH3 :
∆H1 = - 46,19 кДж/моль;
хлорида водорода HCl : ∆H2 = - 92,31 кДж/моль;
хлорида аммония NH4Cl : ∆H3 = - 315,39 кДж/моль.
По закону Гесса тепловой эффект реакции
∆H = Σ ∆Hпрод – Σ ∆Hисх = ∆H3 – ∆H1 – ∆H2 = - 315,39 + 46,19 + 92,31 = - 176,89 кДж/моль.
Так как объем одного моля газа при нормальных условия 22,4 л то в ходе реакции
выделится количество теплоты
Q = - ∆H · 10 / 22,4 = 176,89 · 10 / 22,4 = 78,97 кДж.
№90. Тепловой эффект сгорания жидкого бензола с образованием паров воды и диоксида
углерода равен –3135,58 кДж. Составьте термохимическое уравнение этой реакции и
вычислите теплоту образования С6Н6(ж).
Решение.
Термохимическое уравнение реакции
С6Н6(ж) + 15/2 · О2(г) = 6СО2(г) + 3Н2O(г); ∆H = –3135,58 кДж.
Стандартные энтальпии образования продуктов реакции
диоксид углерода СО2(г): ∆H1 = –393,51 кДж/моль;
воды Н2О(г)
∆Н2 = – 241,83 кДж/моль.
Обозначим энтальпию образования бензола ∆H3
По закону Гесса тепловой эффект реакции
∆H = Σ ∆Hпрод – Σ ∆Hисх = 6 · ∆H1 + 3 · ∆H2 – ∆H3.
Откуда
∆H3 = 6 · ∆H1 + 3 · ∆H2 – ∆H = – 6 · 393,51 – 3 · 241,83 + 3135,58 = +49,03 кДж
№ 93
Реакция горения метилового спирта выражается термохимическим уравнением
СН3ОН(ж) + 3/2О2(г) = СО2(г) + 2Н2О(ж); ∆H = ?
Вычислите тепловой эффект этой реакции, если известно, что молярная теплота
парообразования СН3ОН(ж) равна +37,4 кДж.
Решение.
Выпишем стандартные энтальпии образования веществ участвующих в реакции:
метилового спирта СН3ОН(г) ∆H1 = – 201,17 кДж/моль;
углекислого газа СО2(г)
∆Н2 = – 393,51 кДж/моль;
воды Н2О(ж)
∆Н3 = – 285,84 кДж/моль.
Стандартная энтальпия образования метилового спирта в жидком состоянии
метилового спирта СН3ОН(ж) ∆H4 = – 201,17 – 37,4 = –238,57 кДж/моль.
По закону Гесса найдем тепловой эффект реакции
∆Hх.р = Σ ∆Hпрод – Σ ∆Hисх = ∆Н2 + ∆Н3 – ∆Н4 =
= – 393,51 – 2 · 285,84 + 238,57 = – 726,62 кДж/моль.
№96. Вычислите тепловой эффект и напишите термохимическое уравнение реакции
горения 1 моль этана С2Н6(г), в результате которой образуются пары воды и диоксид
углерода. Сколько теплоты выделится при сгорании 1 м3 этана в пересчете на нормальные
условия.
Решение.
Реакция сгорания газообразного аммиака выражается термохимическим уравнением
С2Н6(г) + 7/2 · О2(г) = 2СО2(г) + 3Н2O(г); ∆H = ?
Вычислим тепловой эффект этой реакции
Стандартные энтальпии образования исходных веществ и продукта реакции
этана С2Н6(г):
∆H1 = –84,67 кДж/моль;
диоксид углерода СО2(г): ∆H2 = –393,51 кДж/моль;
воды Н2О(г)
∆Н3 = – 241,83 кДж/моль
По закону Гесса тепловой эффект реакции
∆H = Σ ∆Hпрод – Σ ∆Hисх = ∆H3 + 2 · ∆H2 – ∆H1 =
= – 3 · 241,83 – 2 · 393,51 + 84,67 = – 1427,84 кДж/моль.
Так как объем одного моля газа при нормальных условия 22,4 л то в ходе реакции
выделится количество теплоты
Q = - ∆H · 1000 / 22,4 = 1427,84 · 1000 / 22,4 = 63742,86 кДж.
№99
При сгорании 1 л ацетилена (н.у.) выделяется 56,053 кДж теплоты. Напишите
термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются пары воды и
диоксид углерода. Вычислите теплоту образования С2Н2(г).
Решение.
Термохимическая реакция горения ацетилена
С2Н2(г) + 5/2 О2 (г) = 2СО2(г) + Н2О(г); ∆Нх.р = ?
Так как объем одного моля газа при нормальных условиях 22,4 л то, тепловой эффект
реакции ∆Нх.р = - 56,053 · 22,4 = - 1255,59 кДж/моль.
Стандартные энтальпии образования продуктов реакции:
углекислого газа СО2(г): ∆Н1 = - 393,51 кДж/моль;
водяного пара Н2О(г): ∆Н2 = - 241,83 кДж/моль.
Из закона Гесса находим энтальпию образования ацетилена ∆Н
∆Hх.р = Σ ∆Hпрод – Σ ∆Hисх
Откуда
∆H = Σ ∆Hпрод – ∆Hх.р = 2∆Н1 + ∆Н2 – ∆Нх.р =
=2 · (- 393,51) – 241,83 + 1255,59 = 226,74 кДж/моль.
№102. При какой температуре наступит равновесие системы
4НCl(г) + O2(г) ↔ 2Н2O(г) + 2Сl2(г); ∆Н = –114,42 кДж.
Хлор или кислород в этой системе является более сильным окислителем и при какой
температуре?
Решение
Температуру равновесия в системе найдем из условия, что энергия Гиббса в ходе реакции
будет оставаться постоянной ∆G = ∆H – T∆S = 0.
Выпишем абсолютные стандартные энтропии веществ участвующих в реакции.
Хлористый водород НСl(г):
S1 = 186,68 Дж/(моль·К);
Кислород О2(г):
S2 = 205,03 Дж/(моль·К);
Вода Н2О(г):
S3 = 188,72 Дж/(моль·К);
Хлор Сl2(г):
S4 = 222,95 Дж/(моль·К).
Изменение энтропии в ходе реакции
∆S = ΣSпрод – ΣSисх = 2 · S4 + 2 · S3 – S2 – 4 · S1 =
= 2 · 222,95 + 2 · 188,72 – 205,03 – 4 · 186,68 = –128,41 Дж/(моль·К)
Из первого уравнения находим температуру при которой наступит равновесие
Т = ∆H / ∆S = –114420 / (–128,41) = 891 К.
При температуре менее 891К изменение энергии Гиббса ∆G<0, протекает прямая реакция,
следовательно кислород при этой температуре более сильный окислитель чем хлор.
При температуре более 891К изменение энергии Гиббса ∆G>0, протекает обратная
реакция, следовательно хлор при этой температуре более сильный окислитель чем
кислород.
Ответ: Т ≈ 891 К.
№105. Уменьшается или увеличивается энтропия при переходах а) воды в пар; б) графита
в алмаз? Почему? Вычислите ∆Sْ 298 для каждого превращения. Сделайте вывод о
количественном изменении энтропии при фазовых и аллотропических превращениях.
Решение.
В процессе парообразования энтропия увеличивается, так как жидкость имеет более
упорядоченную структуру чем газ.
Вычислим числовое значение
Абсолютные стандартные энтропии
Н2О(г) : ∆Sْ 298 = 188,72 Дж/(моль·К);
Н2О(ж) : ∆Sْ 298 = 69,94 Дж/(моль·К).
Изменение энтропии при переходе воды в пар.
∆Sْ 298 = 188,72 – 69,94 = 118,78 Дж/(моль·К).
Структура алмаза более упорядочена чем графита, поэтому при переходе графита в алмаз
энтропия уменьшается.
Абсолютные стандартные энтропии
С(графит) : ∆Sْ 298 = 2,44 Дж/(моль·К);
С(алмаз) : ∆Sْ 298 = 5,69 Дж/(моль·К).
Изменение энтропии при переходе графита в алмаз.
∆Sْ 298 = 2,44 – 5,69 = – 3,25 Дж/(моль·К).
Сравнивая вычисленные значения, мы можем сделать вывод о том, что изменение
энтропии при фазовых превращениях в десятки раз больше чем при аллотропических.
№108. Исходя из значений стандартных теплот образования и абсолютных стандартных
энтропий соответствующих веществ, вычислите ∆G°298 реакции, протекающей по
уравнению
NH3(г) + НCl(г) = NН4Cl(к)
Может ли эта реакция при стандартных условиях идти самопроизвольно?
Решение.
Выпишем абсолютные стандартные энтропии веществ участвующих в реакции.
аммиака NH3(г):
S1 = 192,50 Дж/(моль·К);
хлористого водорода НCl(г):
S2 = 186,68 Дж/(моль·К);
хлорида аммония NН4Cl(к):
S3 = 94,5 Дж/(моль·К);
Изменение энтропии в ходе реакции
∆S = ΣSпрод – ΣSисх = S3 – S1 – S2 =
= 94,5 – 192,50 – 186,68 = – 284,68 Дж/(моль·К)
Выпишем стандартные энтальпии образования веществ участвующих в реакции.
аммиака NH3(г):
∆Н1 = - 46,19 кДж/моль;
хлористого водорода НCl(г):
∆Н2 = - 92,31 кДж/моль;
хлорида аммония NН4Cl(к):
∆Н3 = - 315,39 кДж/моль.
По закону Гесса находим изменение энтальпии в ходе реакции
∆H = Σ ∆Hпрод – Σ ∆Hисх = ∆Н3 – ∆Н1 – ∆Н2 =
= – 315,39 + 46,19 + 92,31 = –176,89 кДж/моль.
Тогда изменение энергии Гиббса
∆G°298 = ∆H – T∆S = –176,89 + 298 · 0,28468 = – 92,05 кДж/моль.
Так как ∆G°298 < 0 то эта реакция в стандартных условиях возможна.
№111. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных
энтропий соответствующих веществ, вычислите ∆G°298 реакции, протекающей по
уравнению
4NH3(г) + 5O2(г) = 4NO(г) + 6Н2О(г)
Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?
Решение.
Выпишем абсолютные стандартные энтропии веществ участвующих в реакции.
Аммиака NH3(г):
S1 = 192,50 Дж/(моль·К);
Кислорода О2(г):
S2 = 205,03 Дж/(моль·К);
окиси азота NO(г):
S3 = 210,20 Дж/(моль·К);
воды Н2О(г):
S4 = 188,72 Дж/(моль·К)
Изменение энтропии в ходе реакции
∆S = ΣSпрод – ΣSисх = 4·S3 + 6· S4 – 4 · S1 – 5 · S2 =
= 4 · 210,20 + 6 · 188,72 – 4 · 192,50 – 5 · 205,03 = 177,97 Дж/(моль·К)
Выпишем стандартные энтальпии образования веществ участвующих в реакции.
Аммиака NH3(г):
∆Н1 = –46,19 кДж/моль;
окиси азота NO(г):
∆Н3 = +90,37 кДж/моль;
воды Н2О(г):
∆Н4 = –241,83 кДж/моль;
По закону Гесса находим изменение энтальпии в ходе реакции
∆H = Σ ∆Hпрод – Σ ∆Hисх = 4 · ∆Н3 + 6 · ∆Н4 – 4 · ∆Н1 =
= 4 · 90,37 – 6 · 241,83 + 4 · 46,19 = –904,74 кДж/моль.
Тогда изменение энергии Гиббса
∆G°298 = ∆H – T∆S = –904,74 – 298 · 0,17798 = –957,77 кДж/моль.
Так как ∆G°298 < 0 то эта реакция в стандартных условиях возможна.
114. Какие из карбонатов: ВеСО3, СаСО3 или ВаСО3 – можно получить по реакции
взаимодействия соответствующий оксидов с CO2? Какая реакция идет наиболее
энергично? Сделайте вывод, вычислив ∆G°298 реакций.
Решение.
Стандартные энергии Гиббса образования веществ
СО2(г):
∆G1 = –394,38 кДж/моль;
ВаСО3(к): ∆G2 = –1138,8 кДж/моль;
СаСО3(к): ∆G3 = –1128,75 кДж/моль;
ВеСО3(к): ∆G4 = –944,75 кДж/моль;
СаО(к):
∆G5 = –604,2 кДж/моль;
ВеО(к):
∆G6 = –581,61 кДж/моль;
ВаО(к):
∆G7 = –528,4 кДж/моль;
Для реакции ВеО + СО2 = ВеСО3
Изменение энергии Гиббса в результате реакции
∆Gх.р. = Σ∆Gпрод – Σ∆Gисх
В нашем случае
∆Gх.р. = ∆G4 – ∆G1 – ∆G6 = –944,7 + 394,38 + 581,61 = +31,24 кДж/моль.
Для реакции СаО + СО2 = СаСО3
Изменение энергии Гиббса в результате реакции
∆Gх.р. = Σ∆Gпрод – Σ∆Gисх
В нашем случае
∆Gх.р. = ∆G3 – ∆G1 – ∆G5 = –1128,75 + 394,38 + 604,2 = –130,17 кДж/моль.
Для реакции ВаО + СО2 = ВаСО3
Изменение энергии Гиббса в результате реакции
∆Gх.р. = Σ∆Gпрод – Σ∆Gисх
В нашем случае
∆Gх.р. = ∆G2 – ∆G1 – ∆G7 = –1138,8 + 394,38 + 528,4 = –216,02 кДж/моль.
Для самопроизвольного течения реакции необходимо что бы энергия Гиббса в ходе
реакции уменьшалась, следовательно взаимодействием оксидов с углекислым газом могут
быть получены СаСО3 и ВаСО3. Наиболее энергично будет проходить реакция
образования ВаСО3, так как энергия Гиббса в ходе нее уменьшается больше.
№117
На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий
соответствующих веществ вычислите ∆G°298 реакции, протекающей по уравнению
С2Н4(г) + 3О2(г) = 2СО2(г) + 2Н2О(ж)
Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?
Решение.
Выпишем абсолютные стандартные энтропии веществ участвующих в реакции.
этилена С2Н4(г):
S1 = 219,45 Дж/(моль·К);
кислорода О2(г):
S2 = 205,03 Дж/(моль·К);
углекислого газа СО2(г): S3 = 213,65 Дж/(моль·К);
воды Н2О(ж):
S4 = 69,94 Дж/(моль·К);
Изменение энтропии в ходе реакции
∆S = ΣSпрод – ΣSисх = 2 · S3 + 2 · S4 – S1 – 3 S2 =
= 2 · 213,65 + 2 · 69,94 – 219,45 – 3 · 205,03 = –267,36 Дж/(моль·К)
Выпишем стандартные энтальпии образования веществ участвующих в реакции.
этилена С2Н4(г):
∆Н1 = 52,28 кДж/моль;
углекислого газа СО2(г): ∆Н3 = –393,51 кДж/моль;
воды Н2О(ж):
∆Н4 = –285,84 кДж/моль.
По закону Гесса находим изменение энтальпии в ходе реакции
∆H = Σ ∆Hпрод – Σ ∆Hисх = 2∆Н3 + 2∆Н4 – ∆Н1 =
= – 2 · 393,51 – 2 · 285,84 – 52,28 = –1410,98 кДж/моль.
Тогда изменение энергии Гиббса
∆G°298 = ∆H – T∆S = –1410,98 + 298 · 0,26736 = –1331,21 кДж/моль.
Так как ∆G°298 < 0 то эта реакция в стандартных условиях возможна.
№120
Вычислите изменение энтропии для реакций, протекающих по уравнениям:
2СН4(г) = С2Н2(г) + 3Н2(г)
N2(г) + 3Н2(г) = 2 NH3(г)
С(графит) + О2(г) = СО2(г)
Почему в этих реакциях ∆S°298 > 0; <0; ≈ 0 ?
Решение.
Стандартные абсолютные энтропии веществ:
метана СН4(г):
S1 = 186,19 Дж/(моль·К);
ацетилена С2Н2(г):
S2 = 200,82 Дж/(моль·К);
водорода Н2(г):
S3 = 130,59 Дж/(моль·К);
азота N2(г):
S4 = 191,49 Дж/(моль·К);
аммиака NH3(г):
S5 = 192,50 Дж/(моль·К);
графита С:
S6 = 5,69 Дж/(моль·К);
кислорода О2(г):
S7 = 205,03 Дж/(моль·К);
углекислого газа СО2(г): S8 = 213,65 Дж/(моль·К);
Изменения энтропии в ходе реакций
а) первой реакции
∆Sх.р.1 = S2 + 3S3 – 2 S1 = 200,82 + 3 · 130,59 – 2 · 186,19 = 220,21 Дж/(моль·К);
б) второй реакции
∆Sх.р.2 = 2S5 – S4 – 3S3 = 2 · 192,50 – 191,49 – 3 · 130,59 = - 198,26 Дж/(моль·К);
в) третьей реакции
∆Sх.р.3 = S8 – S6 – S7 = 213,65 – 5,69 – 205,03 = 2,93 Дж/(моль·К).
Энтропия есть мера неупорядоченности состояния вещества у смеси двух газов
(неупорядоченность) энтропия больше, чем у чистого газа, поэтому в первой реакции
разложения метана энтропия увеличивается, во второй реакции образования аммиака
энтропия уменьшается. Энтропия кристаллов имеет небольшое значение по сравнению с
энтропией газов, поэтому изменение энтропии в ходе последней реакции имеет небольшое
значение.
№123
Реакция идет по уравнению N2 + O2 = 2NO. Концентрации исходных веществ до начала
реакции были [N2]исх = 0,049 моль/л; [O2] исх = 0,01 моль/л. Вычислите концентрации этих
веществ, когда [NO] = 0,005 моль/л.
Решение.
Конечные концентрации так как из каждого моля исходных веществ образуется два моля
NO.
[N2] =[N2]исх - [NO]/2 = 0,049 – 0,005 / 2 = 0,0465 моль/л.
[О2] =[О2]исх - [NO]/2 = 0,01 – 0,005 / 2 = 0,0075 моль/л.
№126. Вычислите, во сколько раз уменьшится скорость реакции, протекающей в газовой
фазе, если понизить температуру от 120˚С до 80˚С. Температурный коэффициент
реакции 3.
Решение.
Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется эмпирическим
правилом Вант-Гоффа по формуле
T2 −T1
vT2 = vT1 γ 10
Следовательно, скорость реакции при понижении температуры уменьшится в
vT1 / vT2 = γ
−
T2 −T1
10
−
=3
80 −120
10
= 34 = 81 раз.
№ 129
В гомогенной системе А + 2 В ↔ С равновесные концентрации реагирующих газов
(моль/л): [A] = 0,06; [B] = 0,12; [C] = 0,216. Вычислите константу равновесия системы и
исходные концентрации веществ А и В.
Решение.
При равновесии скорости прямой и обратной реакции равны, а отношение констант
этих скоростей постоянно и называется константой равновесия данной системы:
vпр = K1[A][B]2
vобр = K2[С]
Константа равновесия системы
K
[C ]
0,216
Kp = 1 =
=
= 250
2
K 2 [ A][ B ]
0,06 ⋅ 0,12 2
Исходные концентрации реагирующих газов
[A]исх = [A] + [С] = 0,06 + 0,216 = 0,276 моль/л.
[B]исх = [B] + 2 [С] = 0,12 + 2 · 0,216 = 0,552 моль/л.
№ 132. Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной системы
СО2 + С ↔ 2СО. Как изменится скорость прямой реакции – образования СО, если
концентрацию СО2 уменьшить в четыре раза? Как следует изменить давление, чтобы
повысить выход СО.
Решение.
Выражение для константы равновесия системы
K
[CO]2
0, 216
Kp = 1 =
=
= 250
K 2 [CO2 ] 0, 06 ⋅ 0,122
Скорости прямой и обратной реакции выражаются уравнениями
vпр = K1[СО2]
vобр = K2[СО]2
Откуда видно, что скорость прямой реакции при уменьшении концентрации СО2 в четыре
раза тоже уменьшится в четыре раза.
Так как в ходе реакции объем системы увеличивается, следовательно для повышения
выхода СО давление нужно уменьшить.
№ 135
Вычислите константу равновесия для гомогенной системы
СО(г) + Н2О (г) ↔ СО2(г) + Н2(г)
если равновесные концентрации реагирующих веществ: [CO]р = 0,004 моль/л;
[Н2О]р = 0,064 моль/л; [CO2]р = 0,016 моль/л; [Н2]р = 0,016 моль/л. Чему равны исходные
концентрации воды и СО?
Решение.
Константа равновесия определяется по формуле
[CO2 ] p [ H 2 ] p
0, 016 ⋅ 0, 016
K=
=
=1
[CO] p [ H 2 O] p 0, 004 ⋅ 0, 064
Исходные концентрации реагирующих веществ
[CO]исх = [CO]р + [CO2]р = 0,004 + 0,016 = 0,02 моль/л;
[Н2О]исх =[Н2О]р + [CO2]р = 0,064 +0,016 = 0,08 моль/л
№ 138
При некоторой температуре равновесие гомогенной системы 2NO +O2 = 2NO2
установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ [NO]p = 0,2 моль/л;
[O2]p = 0,1 моль/л; [NO2]p = 0,1 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходную
концентрацию NO и O2.
Решение.
Константа равновесия
[ NO2 ]2
0,12
K=
=
= 2, 5
[ NO]2 [O2 ] 0, 22 ⋅ 0,1
Исходные концентрации реагирующих веществ, определяем учитывая стехиометрические
коэффициенты
[NO] = [NO]p + [NO2]p = 0,2 + 0,1 = 0,3 моль/л.
[O2] = [O2]p + ½ [NO2]p = 0,1 + ½ · 0,1 = 0,15 моль/л.
№141. Вычислите молярную и эквивалентную концентрацию 20%-ного раствора хлорида
кальция плотностью 1,178 г/см3.
Решение
Масса хлорида кальция в литре раствора m = 0,2 · ρ = 0,2 · 1178 = 235,6 г.
Молярная масса хлорида кальция М = 40,078 + 2 · 35,453 = 110,984 г/моль.
Молярная концентрация раствора
См = m/M = 235,6 / 110,984 = 2,1 M.
Так как эквивалентная масса хлорида кальция вдвое меньше его молярной массы,
следовательно, нормальность вдвое больше молярной концентрации раствора
Сн = 2 · См = 2 · 2,1 = 4,2 н.
№144. Вычислите эквивалентную и молярную концентрации 20,8%-ного раствора HNO3
плотностью 1,12 г/см3. Сколько граммов кислоты содержится в 4 л этого раствора?
Решение
Масса азотной кислоты в литре раствора m = 0,208 · ρ = 0,208 · 1120 = 232,96 г.
Молярная масса азотной кислоты М = 1 + 14 + 3 · 16 = 63 г/моль.
Молярная концентрация раствора
См = m/M = 232,96 / 63 = 3,7 M.
Так как эквивалентная масса азотной кислоты равна его молярной массе
Сн = См = 3,7 н.
Масса азотной кислоты в 4-х литрах раствора
4 · 232,96 = 931,8 г.
№147. Для осаждения в виде AgCl всего серебра, содержащегося в 100 см3 раствора
AgNO3, потребуется 50 см3 0,2 н. раствора HCl. Какова молярная концентрация
эквивалента раствора AgNO3? Какая масса AgCl выпала в осадок?
Решение.
Молярную концентрацию эквивалента раствора найдем из уравнения
V1cн1 = V2cн2
где индекс 1 – соответствует AgNO3, а индекс 2 – соответствует HCl
откуда искомая молярная концентрация
cн1 = V2cн2/ V1 = 50 · 0,2 / 100 = 0,1 н.
Эквивалентная масса AgCl: 107,87 + 35,45 = 143,32 г/моль
Масса AgCl выпавшая в осадок
m = 0,050 · 0,2 · 143,32 = 1,433 г.
№150. Какой объем 50%-ного раствора КОН (пл. 1,538 г/см3) требуется для приготовления
3 л 6%-ного раствора (пл. 1,048 г/см3)?
Решение.
Масса раствора, который должен быть приготовлен 3000 · 1,048 = 3144 г.
Масса гидроксида калия в этом растворе
3144 · 6 / 100 = 188,64 г
Масса 1 л исходного раствора 1538 г
Масса гидроксида калия в 1 л исходного раствора
1538 · 50 / 100 = 769 г
Тогда объем исходного раствора необходимый для приготовления заданного
188,64 / 769 = 0,2453 л = 245,3 см3.
№ 153. Какой объем 0,3 н. раствора кислоты требуется для нейтрализации раствора,
содержащего 0,32 г NaOH в 40 см3?
Решение.
Эквивалентная масса NaOH
mэ = 23 + 16 + 1 = 40 г/моль.
Количество эквивалентов NaOH Э = m / mэ = 0,32 / 40 = 0,008 моль.
Объем кислоты требующийся для нейтрализации раствора
v = Э / сн = 0,008 / 0,3 = 0,0266 л = 26,6 см3.
№156 Какую массу NaNO3 нужно растворить в 400 г воды, чтобы приготовить 20%-ный
раствор?
Решение
Массовая концентрация раствора
с = m / (m1 + m) · 100%
где m – масса растворенного вещества;
m1 – масса растворителя.
Откуда для приготовления 20% раствора масса NaNO3 которую нужно растворить в 400 г
воды
m = m1 · c / (100% – c) = 400 · 20% / (100% – 20%) = 100 г.
Ответ: 100 г.
№159. Из 700 г 60% серной кислоты выпариванием удалили 200 г воды. Чему равна
массовая доля оставшегося раствора?
Решение.
Масса серной кислоты в растворе 0,6 · 700 = 420 г.
Масса раствора после упаривания 700 – 200 = 500 г.
Массовая доля оставшегося раствора 420 / 500 · 100% = 84%
№162. Вычислите процентную концентрацию водного раствора сахара С12Н22О11, зная,
что температура кристаллизации раствора –0,93˚С. Криоскопическая константа воды
1,86˚.
Решение
Понижение температуры кристаллизации ∆Т = 0 – 0,93 = 0,93°С.
Молярная масса сахарозы М = 12 · 12 + 22 + 11 · 16 = 342 г/моль.
По закону Рауля понижение температуры кристаллизации определяется формулой
m1000
∆T = K
Mm1
Где К = 1,86 – криоскопическая константа;
m1 = 1000 г – масса растворителя;
М – молярная масса растворенного вещества.
Откуда находим массу растворенного вещества на 1 кг воды
m ∆TM 1000 ⋅ 0,93 ⋅ 342
m= 1
=
= 171 г.
1000 ⋅ K
1000 ⋅ 1,86
Тогда процентная концентрация раствора
m
171
100% =
100% = 14, 6%
m + m1
171 + 1000
№165. Вычислите массовую долю (%) водного раствора глицерина С3Н5(ОН)3, зная, что
этот раствор кипит при 100,39˚С. Эбуллиоскопическая константа воды 0,52˚.
Решение.
Так как чистая вода кипит при 100˚С, то повышение температуры кипения составляет
∆Т = 100,39 – 100 = 0,39˚
Молярная масса глицерина М = 3 · 12 + 3 · 16 + 8 = 92 г/моль.
По закону Рауля, повышение температуры кипения
m1000
∆T = K
Mm1
где К – эбуллиоскопическая константа;
m – масса растворенного вещества;
m1 – масса растворителя;
М – молярная масса растворенного вещества.
Откуда находим отношение массы растворенного вещества к массе растворителя
m ∆T ⋅ M
0, 39 ⋅ 92
=
=
= 0, 069
m1 1000 K 1000 ⋅ 0,52
Массовая (процентная) доля раствора составит
m / m1
m
0, 069
c% =
⋅ 100% =
⋅ 100% =
⋅ 100% = 6, 45 %.
m1 + m
1 + m / m1
1 + 0, 069
№168. Раствор, содержащий 25,65 г некоторого неэлектролита в 300 г воды,
кристаллизуется при –0,465˚С. Вычислите молярную массу растворенного вещества.
Криоскопическая константа воды 1,86˚С.
Решение.
По закону Рауля, понижение температуры замерзания
m1000
∆T = K
Mm1
Где К=1,86˚ – криоскопическая константа;
m = 25,65 г – масса растворенного вещества;
m1 = 300 г – масса растворителя;
М – молярная масса растворенного вещества;
∆Т = 0,465˚С – понижение температуры замерзания.
Из первой формулы находим молярную массу растворенного вещества
m1000
25,65 ⋅1000
M =K
= 1,86
= 342 г/моль
m1∆T
300 ⋅ 0, 465
№171. Температура кристаллизации раствора, содержащего 66,3 г некоторго
неэлектролита в 500 г воды, равна –0,558˚С. Вычислите молярную массу растворенного
вещества. Криоскопическая константа воды 1,86˚.
Решение.
По закону Рауля, понижение температуры замерзания
m1000
∆T = K
Mm1
Где К=1,86˚ – криоскопическая константа;
m = 66,3 г – масса растворенного вещества;
m1 = 500 г – масса растворителя;
М – молярная масса растворенного вещества;
∆Т = 0,558˚С – понижение температуры замерзания, так как чистая вода
кристаллизуется при 0˚С.
Из первой формулы находим молярную массу растворенного вещества
m1000
66,3 ⋅ 1000
M =K
= 1,86
= 442 г/моль
m1 ∆T
500 ⋅ 0,558
№174. Сколько граммов мочевины (NH2)2CO следует растворить в 75 г воды, чтобы
температура кристаллизации понизилась на 0,465˚С? Криоскопическая константа воды
1,86˚.
Решение.
По закону Рауля, понижение температуры замерзания
m1000
∆T = K
Mm1
откуда находим массу растворенного вещества
∆TMm1
m=
1000 K
где М = 14 · 2 + 4 + 12 + 16 = 60 г/моль – молекулярная масса мочевины.
m=
0, 465 ⋅ 60 ⋅ 75
= 1,12 г.
1000 ⋅ 1,86
№177. Сколько граммов мочевины (NH2)2CO следует растворить в 250 г воды, что бы
температура кипения повысилась на 0,26˚С? Эбуллиоскопическая константа воды 0,52°.
Решение.
Вычислим молярную массу мочевины
М = 2 · 14 + 4 ·1 + 12 + 16 = 60 г/моль.
По закону Рауля, повышение температуры кипения
m1000
∆T = K
Mm1
Где К – эбуллиоскопическая константа;
m – масса растворенного вещества;
m1 – масса растворителя;
М – молярная масса растворенного вещества;
∆Т – повышение температуры кипения.
Откуда находим массу растворенной мочевины на 250 г воды.
∆TMm1 0, 26 ⋅ 60 ⋅ 250
m=
=
= 7,5 г
1000 K
1000 ⋅ 0,52
№180. Вычислите массовую долю (%) водного раствора метанола СН3ОН, температура
кристаллизации которого –2,79˚С. Криоскопическая константа воды 1,86˚.
Решение.
Понижение температуры кристаллизации определяется по закону Рауля
m ⋅ 1000
∆t = K
Mm1
где m – масса растворенного вещества;
М = 12 + 4 + 16 = 32 г/моль – молярная масса растворенного вещества;
m1 – масса растворителя;
К = 1,86 – криоскопическая константа.
∆t = 2,79˚ – понижение температуры кристаллизации раствора (так как вода
кристаллизуется при 0˚С).
Откуда отношение массы растворенного вещества к массе растворителя
m
∆tM
2, 79 ⋅ 32
=
=
= 0, 048
m1 K ⋅ 1000 1,86 ⋅ 1000
Примем массу растворителя m1 = 100 г, тогда масса растворенного вещества m = 4,8 г.
Массовая доля раствора
m
4,8
100% =
100% = 4,58%
100 + 4,8
m1 + m
№183
Составьте по три молекулярных уравнения реакций, которые выражаются ионномолекулярными уравнениями:
а) Mg2+ + CO32- =MgCO3
б) H+ + OH– = H2O
Решение
а) MgCl2 + Na2CO3 =MgCO3 + 2NaCl
MgSO4 + Na2CO3 =MgCO3 + Na2SO4
Mg(NO3)2 + Na2CO3 =MgCO3 + 2NaNO3
б) HCl + KOH = H2O + KCl
HCl + NaOH = H2O + NaCl
HBr + KOH = H2O + KBr
№186. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций
взаимодействия в растворах между а) CuSO4 и H2S; б) BaCO3 и HNO3; в) FeCl3 и КОН.
Решение.
а) Молекулярное уравнение
CuSO4 + H2S = H2SO4 + СuS↓
в результате реакции образуется нерастворимое соединение.
ионно-молекулярное уравнение
Cu2+ + S2- = CuS
б) Молекулярное уравнение
BaCO3 + 2HNO3 = Ba(NO3)2 + Н2О + СО2↑
в результате реакции образуется малодиссоциированное соединение (вода) и выделяется
углекислый газ.
ионно-молекулярное уравнение
2H+ + CO32– = Н2О + СО2
в) Молекулярное уравнение
FeCl3 + 3КОН = 3КCl + Fe(OH)3↓
в результате реакции образуется нерастворимое соединение.
ионно-молекулярное уравнение
Fe3+ + 3(OH)– = Fe(OH)3
№189 Какие из веществ KHCO3, CH3COOH, NiSO3, Na2S – взаимодействуют с раствором
серной кислоты? Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения этих
реакций.
Решение.
С раствором серной кислоты реагируют KHCO3 и Na2S при взаимодействии образуются
малодиссоцированные соединения.
Уравнения реакций
молекулярное 2KHCO3 + Н2SO4 = K2SO4 + 2H2CO3;
ионное
НСО3– + Н+ = H2CO3.
молекулярное Na2S + Н2SO4 = Na2SO4 + H2S;
ионное
S2- + 2Н+ = H2S.
№192. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций
взаимодействия в растворах между: а) Be(OH)2 и NaOH; б) Cu(OH)2 и HNO3; в) ZnOHNO3
и HNO3.
Решение.
а) Be(OH)2 и NaOH
Молекулярное уравнение
Be(OH)2 + 2NaOH = Na2BeO2 + 2 H2O
Ионно-молекулярное уравнение
Be(OH)2 + 2OH– = BeO22– + 2 H2O
б) Cu(OH)2 и HNO3
Молекулярное уравнение
Cu(OH)2 + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2 H2O
Ионно-молекулярное уравнение
2OH– + 2 H+ = 2 H2O
в) ZnOHNO3 и HNO3.
Молекулярное уравнение
ZnOHNO3 + HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O
Ионно-молекулярное уравнение
OH– + H+ = H2O
№195. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций
взаимодействия в растворах между: а) CdS и HCl; б) Cr(OH)3 и NaOH; в) Ba(OH)2 и CoCl2.
Решение.
а) CdS и HCl
Молекулярное уравнение
CdS + 2HCl = H2S↑ + CdCl2
Ионно-молекулярное уравнение
2H+ + S2– = H2S
б) Cr(OH)3 и NaOH
Молекулярное уравнение
Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]
Ионно-молекулярное уравнение
Cr(OH)3 + 3(OH)– = [Cr(OH)6]3–
в) Ba(OH)2 и CoCl2
Молекулярное уравнение
Ba(OH)2 + CoCl2 = Co(OH)2↓ + BaCl2
Ионно-молекулярное уравнение
Co2+ + 2(OH)– = Co(OH)2.
№198 Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций
взаимодействия в растворах между: а) FeCl3 и KOH; б) NiSO4 и (NH4)2S; в) MgCO3 и
HNO3.
Решение
а) молекулярное уравнение FeCl3 + 3KOH = Fe(OH)3 + 3KCl3;
ионно-молекулярное уравнение Fe3+ + 3OH– = Fe(OH)3.
б) молекулярное уравнение NiSO4 + (NH4)2S = (NH4)2SO4 + NiS;
ионно-молекулярное уравнение Ni2+ + S2– = NiS.
в) молекулярное уравнение MgCO3 + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + H2CO3;
ионно-молекулярное уравнение 2H+ + CO32– = H2CO3.
№201 Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения совместного гидролиза,
происходящего при смешивании растворов K2S и CrCl3. Каждая из взятых солей
гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих основания и
кислоты.
Решение
Ионно-молекулярное уравнение
2Cr3+ + 3S2– + 6Н2О = 2Cr(OH)3 + 3H2S
Молекулярное уравнение
2CrCl3 + 3K2S + 6Н2О = 2Cr(OH)3 + 3H2S + 6KCl
Обе соли гидролизуются не обратимо до конца K2S с образованием кислоты H2S, а CrCl3 с
образованием основания Cr(OH)3.
№204. При смешивании растворов FeCl3 и Na2CO3 каждая из двух солей гидролизуется
необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты. Выразите
этот совместный гидролиз ионно-молекулярным и молекулярными уравнениями.
Решение
Молекулярное уравнение
2FeCl3 + 3Na2CO3 + 6Н2О = 2Fe(OH)3 + 3H2CO3 + 6NaCl
Ионно-молекулярное уравнение
2Fe3+ + 3CO32– + 6Н2О = 2Fe(OH)3 + 3H2CO3
Гидроксид железа выпадает в осадок, а угольная кислота разлагается на воду и
углекислый газ H2CO3 = Н2О + СО2 поэтому гидролиз идет до конца.
№207. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза солей
Pb(NO3)2, Na2CO3, Fe2(SO4)3. Какое значение рН (7 < pH < 7) имеют растворы этих солей?
Решение.
а) Ионно-молекулярное уравнение гидролиза
Pb2+ + H2O ↔ PbOH+ + H+
Молекулярное уравнение гидролиза
Pb(NO3)2 + H2O ↔ (PbOH)NO3 + HNO3
Соль сильной кислоты и слабого основания, следовательно, реакция раствора кислая рН<7
б) Ионно-молекулярное уравнение гидролиза
CO32– + H2O ↔ HCO3– + OH–
Молекулярное уравнение гидролиза
Na2CO3 + H2O ↔ NaHCO3 + NaOH
Соль слабой кислоты и сильного основания, следовательно, реакция раствора щелочная
рН > 7
в) Ионно-молекулярное уравнение гидролиза
Fe3+ + H2O ↔ FeOH2+ + H+
Молекулярное уравнение гидролиза
Fe2(SO4)3 + 2H2O ↔ 2(FeOH)SO4 + H2SO4
Соль сильной кислоты и слабого основания, следовательно, реакция раствора кислая рН<7
№210 Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей CuCl2,
Cs2CO3, Cr(NO3)3. Какое значение рН (7 < рН < 7) имеют растворы этих солей?
Решение
CuCl2 – соль слабого основания и сильной кислоты, реакция среды кислая рН<7.
Ионно-молекулярное уравнение гидролиза
Cu2+ + H2O ↔ CuOH+ + H+
Молекулярное уравнение гидролиза
CuCl2 + H2O ↔ (CuOH)Cl+ HCl.
Cs2CO3 – соль сильного основания и слабой кислоты, реакция среды щелочная рН>7.
Ионно-молекулярное уравнение гидролиза
CO32– + H2O ↔ HCO3– + OH–
Молекулярное уравнение гидролиза
Cs2CO3 + H2O ↔ CsHCO3 + CsOH
Cr(NO3)3 – соль слабого основания и сильной кислоты, реакция среды кислая рН<7.
Ионно-молекулярное уравнение гидролиза
Cu3+ + H2O ↔ CrOH2+ + H+
Молекулярное уравнение гидролиза
Cr(NO3)3 + H2O ↔ CrOH(NO3)2 + HNO3.
№ 213
Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу:
Na2CO3 или Na2SO3; FeCl3 или FeCl2? Почему? Составьте ионно-молекулярные
уравнения гидролиза этих солей.
Решение
В первом случае более сильному гидролизу подвергается Na2CO3 по тому, что это соль
слабой кислоты и сильного основания. Уравнение реакции
CO32– + H2О = HCO3– + ОН–
В втором случае более сильному гидролизу подвергается FeCl3 по тому, что это соль
сильной кислоты и слабого основания. Уравнение реакции
Fe3+ + Н2О = Fe(OH)2+ + Н+
№216. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается
гидролизу: NaCN или NaClO; MgCl2 или ZnCl2? Почему? Составьте ионно-молекулярные
и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.
Решенье
NaCN в большей степени подвергается гидролизу чем NaClO, так как синильная кислота
менее сильная чем хлорноватистая.
Уравнения гидролиза
CN– + Н2О = (OH)– + HCN
NaCN + Н2О = NaOH + HCN
ClO– + Н2О = (OH)– + HClO
NaClO + Н2О = NaOH + HClO
ZnCl2 в большей степени подвергается гидролизу чем MgCl2, так как гидроксид цинка
более слабое основание, чем гидроксид магния.
Уравнения гидролиза
Zn2+ + H2O = Zn(OH)+ + H+
ZnCl2 + H2O = Zn(OH)Cl + HCl
Mg2+ + H2O = Mg(OH)+ + H+
MgCl2 + H2O = Mg(OH)Cl + HCl
№219 Какие из солей – К2СО3, FeCl3, K2SO4, ZnCl2 – подвергаются гидролизу? Составьте
ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.
Определите рН (7 < рН < 7) растворов этих солей.
Решение
Гидролизу подвергаются растворы солей К2СО3, FeCl3, ZnCl2.
Уравнения гидролиза солей
Молекулярное K2CO3 + Н2О = КOH + КHCO3
Ионно-молекулярное CO32– + Н2О = HCO3– + OH–
Соль сильного основания и слабой кислоты поэтому раствор будет иметь
щелочную реакцию рН >7.
Молекулярное FeCl3 + Н2О = Fe(OH)Cl2 + HCl
Ионно-молекулярное Fe3+ + Н2О = FeOH2+ + H+
Соль сильной кислоты и слабого основания поэтому раствор будет иметь кислую
реакцию рН < 7.
Молекулярное ZnCl2 + Н2О = Zn(OH)Cl + HCl
Ионно-молекулярное Zn2+ + Н2О = ZnOH+ + H+
Соль сильной кислоты и слабого основания поэтому раствор будет иметь кислую
реакцию рН < 7.
№222. Реакции выражаются схемами:
P + HIO3 + H2O → H3PO4 + HI
H2S + Cl2 + H2O → H2SO4 + HCl
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для
каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое – восстановителем;
какое вещество окисляется, какое – восстанавливается.
Решение.
а)
Электронные уравнения
6 P0 – 5e– = P5+
5 I5+ + 6e– = I–
Расставим коэффициенты в уравнении реакции, с помощью электронных уравнений
6P + 5HIO3 + 9H2O = 6H3PO4 + 5HI
HIO3 – является окислителем.
Фосфор Р – является восстановителем.
Фосфор Р – окисляется.
HIO3 – восстанавливается.
б)
Электронные уравнения
1 S2– – 8e– = S6+
8 Cl0 + e– = Cl–
Расставим коэффициенты в уравнении реакции, с помощью электронных уравнений
H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HCl
Хлор Cl2 – является окислителем.
Сероводород H2S – является восстановителем.
Сероводород H2S – окисляется.
Хлор Cl2 – восстанавливается.
№225. Реакции выражаются схемами:
P + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO
KMnO4 + Na2SO3 + KOH → K2MnO4 + Na2SO4 + H2O
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для
каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое – восстановителем;
какое вещество окисляется, какое – восстанавливается.
Решение.
а)
Электронные уравнения
3 P0 – 5e– = P5+
5 N5+ + 3e– = N2+
Расставим коэффициенты в уравнении реакции, с помощью электронных уравнений
3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO
Азотная кислота HNO3 – является окислителем.
Фосфор Р – является восстановителем.
Фосфор Р – окисляется.
Азотная кислота HNO3 – восстанавливается.
б)
Электронные уравнения
1 S4+ – 2e– = S6+
2 Mn7+ + e– = Mn6+
Расставим коэффициенты в уравнении реакции, с помощью электронных уравнений
2KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH = 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O
Перманганат калия KMnO4 – является окислителем.
Na2SO3 – является восстановителем.
Na2SO3 – окисляется.
Перманганат калия KMnO4 – восстанавливается.
№228. Исходя из степени окисления хрома, йода и серы в соединениях К2Сr2O7, KI и
H2SO3, определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем и
какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему?
На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции,
идущей по схеме
NaCrO2 + PbO2 + NaOH → Na2CrO4 + Na2PbO2 + H2O
Решение.
В соединении К2Сr2O7 хром имеет высшую степень окисления 6+, поэтому оно
может проявлять только окислительные свойства.
В соединении KI йод имеет низшую степень окисления 1–, поэтому оно может
являться проявлять только восстановительные свойства.
В соединении H2SO3 сера имеет промежуточную степень окисления 4+ (высшая 6+,
низшая 2–), поэтому оно может проявлять как окислительные так и восстановительные
свойства.
Составляем электронные уравнения
2
Сr3+ – 3e – = Cr6+
3
Pb4+ + 2 e – = Pb2+
На основании электронных уравнений расставляем коэффициенты в уравнении реакции
2NaCrO2 + 3PbO2 + 8NaOH = 2Na2CrO4 + 3Na2PbO2 + 4H2O
№231
Реакции выражаются схемами:
а) P + HClO3 + H2O → H3PO4 + HCl
б) H3AsO3 + KMnO4 + H2SO4 → H3AsO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для
каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое восстановителем;
какое вещество окисляется, какое восстанавливается.
Решение.
а) Составляем электронные уравнения
6
P0 – 5e – = P5+
5
Cl5+ + 6 e – = Cl–
на основании электронных уравнений расставим коэффициенты в уравнении реакции.
6P + 5HClO3 + 9H2O = 6H3PO4 + 5HCl
Окислитель – HClO3, восстановитель – фосфор P, окисляется – фосфор P,
восстанавливается – HClO3.
б) Составляем электронные уравнения
5
As3+ – 2 e – = As5+
2
Mn+7 + 5 e – = Mn2+
на основании электронных уравнений расставим коэффициенты в уравнении реакции.
5H3AsO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5H3AsO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O
Окислитель – перманганат калия KMnO4, восстановитель – мышьяковистая кислота
H3AsO3, окисляется – H3AsO3, восстанавливается – перманганат калия KMnO4.
№234. Реакции выражаются схемами:
K2Cr2O7 + HCl → Cl2 + CrCl3 + KCl + H2O
Au + HNO3 + HCl → AuCl3 + NO + H2O
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для
каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое – восстановителем;
какое вещество окисляется, какое – восстанавливается.
Решение.
а)
Электронные уравнения
3 Cl– – e– = Cl0
1 Cr6+ + 3e– = Cr3+
Расставим коэффициенты в уравнении реакции, с помощью электронных уравнений
K2Cr2O7 + 14HCl = 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O
K2Cr2O7 – является окислителем.
HCl – является восстановителем.
HCl – окисляется.
K2Cr2O7 – восстанавливается.
б)
Электронные уравнения
1 Au0 – 3e– = Au3+
1 N5+ + 3e– = N2+
Расставим коэффициенты в уравнении реакции, с помощью электронных уравнений
Au + HNO3 + 3HCl → AuCl3 + NO + 2H2O
HNO3 – является окислителем.
Au – является восстановителем.
Au – окисляется.
HNO3 – восстанавливается.
№237. Реакции выражаются схемами:
Cr2O3 + KClO3 + KOH → K2CrO4 + KCl + H2O
MnSO4 + PbO2 + HNO3 → HMnO4 + Pb(NO3)2 + PbSO4 + H2O
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для
каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое – восстановителем;
какое вещество окисляется, какое – восстанавливается.
Решение.
а)
Электронные уравнения
2 Cr3+ – 3e– = Cr6+
1 Cl5+ + 6e– = Cl–
Расставим коэффициенты в уравнении реакции, с помощью электронных уравнений
Cr2O3 + KClO3 + 4KOH → 2K2CrO4 + KCl + 2H2O
KClO3 – является окислителем.
Cr2O3 – является восстановителем.
Cr2O3 – окисляется.
KClO3 – восстанавливается.
б)
Электронные уравнения
2 Mn2+ – 5e– = Mn7+
5 Pb4+ + 2e– = Pb2+
Расставим коэффициенты в уравнении реакции, с помощью электронных уравнений
2MnSO4 + 5PbO2 + 6HNO3 → 2HMnO4 + 3Pb(NO3)2 + 2PbSO4 + 2H2O
PbO2 – является окислителем.
MnSO4 – является восстановителем.
MnSO4 – окисляется.
PbO2 – восстанавливается.
№240. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между
веществами: а) PH3 и HBr; б) K2Cr2O7 и H3PO3; в) HNO3 и H2S? Почему? На основании
электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме
AsH3 + HNO3 → H3AsO4 + NO2 + H2O.
Решение.
а) PH3 и HBr – окислительно-восстановительные реакции происходить не могут, так как
фосфор и бром имеют низшие степени окисления –3 и –1 соответственно.
б) K2Cr2O7 и H3PO3 – окислительно-восстановительные реакции возможны, так как
фосфор имеет промежуточную степень окисления +3 и он может быть окислен хромом
имеющим высшую степень окисления.
в) HNO3 и H2S – окислительно-восстановительные реакции возможны, так как сера имеет
низшую степень окисления –2 а азот высшую +5, азотная кислота окислит сероводород.
Электронные уравнения
1
As3- – 8e– = As5+
8
N5+ + e– = N4+
Молекулярное уравнение
AsH3 + 8HNO3 = H3AsO4 + 8NO2 + 4H2O.
№243. При какой концентрации ионов Zn2+ (в моль/л) потенциал цинкового электрода
будет на 0,015 В меньше его стандартного электродного потенциала?
Решение.
По закону Нернста электродный потенциал металла в растворе определяется по формуле
0, 059
E = E° +
lg C
n
где n = 2 – число электронов, принимающих участие в процессе.
Из этой формулы находим концентрацию ионов Zn2+ в растворе
0, 059
lg C = E − E °
n
n ( E − E°)
lg C =
0, 059
2( E − E ° )
−2⋅0,015
C = 10
0,059
= 10
0,059
= 0,30
моль/л.
где E − E ° = – 0,015 В – уменьшение электродного потенциала.
Ответ: С = 0,30 моль/л.
№246. Потенциал серебряного электрода в растворе AgNO3 составил 95% от значения его
стандартного электродного потенциала. Чему равна концентрация ионов Ag+ (в моль/л)?
Решение.
Стандартный электродный потенциал серебра
E° = + 0,80 В
Потенциал серебряного электрода в растворе
Е = 0,95 · E° = 0,95 · 0,80 = 0,76 В
По закону Нернста электродный потенциал металла в растворе определяется по формуле
0, 059
E = E° +
lg C
n
где n = 1 – число электронов, принимающих участие в процессе.
Из этой формулы находим концентрацию ионов серебра в растворе
0, 059
lg C = E − E °
n
n ( E − E°)
lg C =
0, 059
n( E − E ° )
C = 10
= 10
Ответ: С = 0,21 моль/л.
0,059
1( 0,76 − 0,8 )
0,059
= 0, 21 моль/л.
№249 При какой концентрации ионов Cu2+ (моль/л) значение потенциала медного
электрода становится равным стандартному потенциалу водородного электрода?
Решение
Стандартные электродные потенциалы:
водородного электрода 2Н+ | Н2 – Е°Н = 0 B;
медного электрода Cu2+ | Cu – Е°Cu = + 0,34 B.
Электродные потенциалы при заданных концентрациях ионов определяем по уравнению
Нернста
0, 059
E = E° +
lg C = 0
n
где n = 2 – число электронов, принимающих участие в процессе.
Из уравнения Нернста находим искомую концентрацию
C = 10
−
nE 0
0,059
= 10
−
2⋅0,34
0,059
= 2,98 ⋅ 10−12 моль/л.
№252
Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите
ЭДС гальванического элемента, состоящего из свинцовой и магниевой пластин,
опущенных в растворы своих солей с концентрацией [Pb2+] = [Mg2+] = 0,01 моль/л.
Изменится ли ЭДС этого элемента, если концентрацию каждого из ионов увеличить в
одинаковое число раз.
Решение.
Схема гальванического элемента
(–) Mg | Mg2+ || Pb2+ | Pb (+)
При разряде гальванического элемента
анодный процесс Mg0 – 2e – → Mg2+
катодный процесс Pb2+ + 2e – → Pb0
Стандартные электродные потенциалы
магниевого электрода Mg2+ | Mg – Е°Mg = – 2,37 B;
свинцового электрода Pb2+ | Pb – Е°Pb = – 0,127 B.
Электродные потенциалы при заданных концентрациях ионов определяются по
уравнению Нернста
0,059
E = E° +
lg C
n
где n = 2 – число электронов, принимающих участие в процессе.
Так как концентрации ионов и их заряд одинаковы, то и электродные потенциалы
изменятся от значения стандартных потенциалов на одну и туже величину, что не
повлияет на ЭДС элемента, следовательно ЭДС элемента составит
Е = E°Pb – E°Mg = – 0,127 + 2,37 = 2,243 В.
Если концентрацию каждого из ионов увеличить в одинаковое число раз то ЭДС элемента
не изменится.
№255
Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите
ЭДС гальванического элемента, состоящего из пластин кадмия и магния, опущенных в
растворы своих солей с концентрацией [Mg2+] = [Cd2+] = 1 моль/л. Изменится ли значение
ЭДС, если концентрацию каждого из ионов понизить до 0,01 моль/л?
Решение.
Схема гальванического элемента
(–) Mg | Mg2+ || Cd2+ | Cd (+)
При разряде гальванического элемента
анодный процесс Zn0 – 2e – → Zn2+
катодный процесс Fe2+ + 2e – → Fe0
Стандартные электродные потенциалы
магниевого электрода Mg2+ | Mg – Е°Mg = – 2,37 B;
кадмиевого электрода Cd2+ | Cd – Е°Cd = – 0,403 B.
ЭДС гальванического элемента
Е = Е°Cd – Е°Mg = –0,403 + 2,37 = 1,967 В.
Электродные потенциал цинка при заданной концентрации ионов определяются по
уравнению Нернста
0,059
E = E° +
lg C
n
где n = 2 – число электронов, принимающих участие в процессе.
Поэтому если концентрацию каждого из ионов понизить до 0,01 моль/л то потенциалы
каждого из электродов изменятся на одно и тоже значение, следовательно ЭДС элемента
не изменится.
№258. Какие химические процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке
свинцового аккумулятора?
Решение.
Химические процессы свинцового аккумулятора
(слева-направо — разряд, справа-налево — заряд):
Анод:
Катод:
№261. Электролиз раствора K2SO4 проводили при силе тока 5 А в течении 3 ч. Составьте
электронные уравнения процессов, происходящих на электродах. Какая масса воды при
этом разложилась и чему равен объем газов (н.у.), выделилось на катоде и аноде?
Решение.
Электронные уравнения
на аноде 2Н2О– – 4e – → О2 + 4Н+
на катоде 2Н2О + 2e – → Н2 + 2(ОН)–
Эквивалент кислорода Э = M/n = 16 / 2 = 8 г/моль
где n = 2 – валентность кислорода.
Согласно закону Фарадея масса кислорода выделившегося на электроде
m1 = Э I t /96500 = 8 · 5 · 3 · 3600 / 96500 = 4,477 г
Откуда количество выделившегося кислорода
ν = m1 / 32 = 4,477 / 32 = 0,1399 моль
Объем одного моля газа при нормальных условиях 22,4 л следовательно, объем
выделившегося кислорода.
V = 22,4 ν = 22,4 · 0,1399 = 3,133 л.
Эквивалент водорода Э = M/n = 1/ 1 = 1 г/моль
где n = 1 – валентность водорода.
Согласно закону Фарадея масса водорода выделившегося на электроде
m2 = Э I t /96500 = 1 · 5 · 3 · 3600 / 96500 = 0,5596 г
Откуда количество выделившегося водорода
ν = m2 / 2 = 0,5596 / 2 = 0,2798 моль
Объем одного моля газа при нормальных условиях 22,4 л следовательно, объем
выделившегося водорода.
V = 22,4 ν = 22,4 · 0,2798 = 6,266 л.
Масса разложившейся воды равна суммарной массе выделившегося водорода и кислорода
m = m1 + m2 = 4,477 + 0,5596 = 5,03 г.
№264. Электролиз раствора Na2SO4 проводили в течении 5 ч при силе тока 7 А. Составьте
электронные уравнения процессов, происходящих на электродах. Какая масса воды при
этом разложилась и чему равен объем газов (н.у.), выделилось на катоде и аноде?
Решение.
Электронные уравнения
на аноде 2Н2О– – 4e – → О2 + 4Н+
на катоде 2Н2О + 2e – → Н2 + 2(ОН)–
Эквивалент кислорода Э = M/n = 16 / 2 = 8 г/моль
где n = 2 – валентность кислорода.
Согласно закону Фарадея масса кислорода выделившегося на электроде
m1 = Э I t /96500 = 8 · 7 · 5 · 3600 / 96500 = 10,45 г
Откуда количество выделившегося кислорода
ν = m1 / 32 = 10,45 / 32 = 0,3264 моль
Объем одного моля газа при нормальных условиях 22,4 л следовательно, объем
выделившегося кислорода.
V = 22,4 ν = 22,4 · 0,3264 = 7,31 л.
Эквивалент водорода Э = M/n = 1/ 1 = 1 г/моль
где n = 1 – валентность водорода.
Согласно закону Фарадея масса водорода выделившегося на электроде
m2 = Э I t /96500 = 1 · 7 · 5 · 3600 / 96500 = 1,306 г
Откуда количество выделившегося водорода
ν = m2 / 2 = 1,306 / 2 = 0,6528 моль
Объем одного моля газа при нормальных условиях 22,4 л следовательно, объем
выделившегося водорода.
V = 22,4 ν = 22,4 · 0,6528 = 14,62 л.
Масса разложившейся воды равна суммарной массе выделившегося водорода и кислорода
m = m1 + m2 = 10,45 + 1,306 = 11,75 г.
№ 267. На сколько уменьшится масса серебряного анода, если электролиз раствора AgNO3
проводить при силе тока 2 А в течении 38 мин 20 с? Составьте электронные уравнения
процессов, происходящих на графитовых электродах.
Решение.
По закону Фарадея масса на которую уменьшится масса анода
m I ⋅ t 107,87 ⋅ 2 ⋅ (38 ⋅ 60 + 20)
m= Э
=
= 5,14 г
96500
96500
где mЭ = 107,87 г/моль – эквивалентная масса серебра.
Электронные уравнения процессов, если электролиз проводить с угольными электродами:
на катоде происходит выделение серебра: Ag+ + е– = Ag
на аноде: 2NO3– – 2е– + 2H2O = 2 НNO3 + O2↑
№270. Электролиз раствора NaI проводили при силе тока 6 А в течение 2,5 ч. Составьте
электронные уравнения процессов, происходящих на угольных электродах, и вычислите
массу вещества, выделившегося на катоде и аноде?
Решение.
Электронные уравнения процессов, если электролиз проводить с угольными электродами:
на катоде происходит выделение водорода: 2Н+ + 2е– = Н2
на аноде: 2I– – 2е– = I2
По закону Фарадея масса веществ выделившихся на электродах
m I ⋅t
m= Э
96500
На катоде
1 ⋅ 6 ⋅ 9000
= 0,56 г.
96500
где mЭ = 1 г/моль – эквивалентная масса водорода;
t = 3600 · 2,5 = 9000 c – время электролиза.
m=
На аноде
126, 9 ⋅ 6 ⋅ 9000
= 71 г.
96500
где mЭ = 126,9 г/моль – эквивалентная масса йода;
t = 3600 · 2,5 = 9000 c – время электролиза.
m=
№273
Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на графитовых электродах
при электролизе расплавов и водных растворов NaCl и KOH. Сколько литров (н.у.) газа
выделится на аноде при электролизе гидроксида калия, если электролиз проводить в
течении 30 мин при силе тока 0,5 А?
Решение.
При электролизе расплава NaCl на электродах происходят реакции:
на аноде Cl – – e – → ½ Cl2
на катоде Na+ + e – → Na0
При электролизе расплава KOH на электродах происходят реакции:
на аноде 2OH – – 2e – → H2O + ½O2
на катоде К+ + e – → К0
При электролизе водного раствора NaCl на электродах происходят реакции:
на аноде Cl – – e – → ½ Cl2
на катоде 2Н+ + 2e – → H2
При электролизе водного раствора NaOH на электродах происходят реакции:
на аноде 2OH – – 2e – → H2O + ½O2
на катоде 2Н+ + 2e – → H2
Эквивалент кислорода Э = M/n = 16 / 2 = 8 г/моль
где n = 2 – валентность кислорода.
Согласно закону Фарадея масса кислорода выделившегося на электроде
m = Э I t /96500 = MО I t /(96500 n)
Откуда количество выделившегося кислорода
ν = m / (2 M) = I t /(2 · 96500 n)
Объем одного моля газа при нормальных условиях 22,4 л следовательно, объем
выделившегося кислорода.
V = 22,4 ν = 22,4 I t /(2 · 96500 n)=22,4 ·0,5 ·1800 /(2 ·96500 ·2) = 0,052 л
№276. При электролизе соли трехвалентного металла при силе тока 1,5 А в течении 30
мин на катоде выделилось 1,071 г металла. Вычислите атомную массу металла.
Решение
Согласно закону Фарадея масса металла выделившегося на электроде
m = mЭ I t /96500
Откуда находим эквивалентную массу металла
mЭ = 96500 · m / (I · t) = 96500 · 1,071 / (1,5 · 30 · 60) = 38,278 г/моль.
Атомная масса металла (так как металл трехвалентный)
А = 3 · mЭ = 3 · 38,278 = 114,82 г/моль.
№279. При электролизе раствора соли кадмия израсходовано 3434 Кл электричества.
Выделилось 2 г кадмия. Чему равна молярная масса эквивалента кадмия?
Решение
Согласно закону Фарадея масса кислорода выделившегося на электроде
m = mЭ I t /96500
Учитывая что, I · t = Q – количество электричества получаем
m = mЭ · Q / 96500.
Откуда находим эквивалентную массу кадмия
mЭ = 96500 · m / Q = 96500 · 2 / 3434 = 56,2 г/моль.
№282. Медь не вытесняет водород из разбавленных кислот. Почему? Однако, если к
медной пластинке, опущенной в кислоту, прикоснуться цинковой, то на меди начинается
бурное выделение водорода. Дайте этому объяснение, составив электронные уравнения
анодного и катодного процессов. Напишите уравнение протекающей химической реакции.
Решение.
Медь не вытесняет водород из разбавленных кислот, так как ее электродный
потенциал больше потенциала водородного электрода.
Если прикоснутся к ней цинковой пластиной то образуется гальваническая пара в
которой медь является катодом, а цинк анодом. Поэтому на медной пластине начинается
бурное выделение водорода.
Электронные уравнения.
Анодный процесс
Zn0 – 2e– = Zn2+
Катодный процесс:
2H+ + 2e– = H2;
Ионно-молекулярное уравнение
Zn + 2H+ = H2 + Zn2+.
№285. В чем сущность протекторной защиты металлов от коррозии? Приведите пример
протекторной защиты железа в электролите, содержащем растворенный кислород.
Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.
Решение.
Сущность протекторной защиты заключается в том, что защищаемое изделие
подключается к отрицательному полюсу внешнего источника постоянного тока, поэтому
оно становится катодом, а анодом служит вспомогательный, обычно стальной электрод.
Вспомогательный электрод (анод) растворяется, на защищаемом сооружении (катоде)
выделяется водород. Если вспомогательный анод изготовлен из металла, имеющего более
отрицательный потенциал, чем защищаемый металл, то возникает гальванический
элемент. При этом отпадает необходимость в наложении тока от внешнего источника.
Анод растворяется со скоростью, достаточной для создания в системе необходимого
электрического тока.
Подобные вспомогательные электроды называют протекторами. Для их
изготовления большей частью используют магний и его сплавы, цинк, алюминий.
Катодная поляризация используется для защиты от коррозии подземных
трубопроводов, кабелей. Катодную защиту применяют также к шлюзовым воротам,
подводным лодкам, водным резервуарам, морским трубопроводам и оборудованию
химических заводов.
Анодный процесс
Zn0 – 2e– = Zn2+
Катодный процесс:
2H+ + 2e– = H2;
№288. В раствор хлороводородной (соляной) кислоты поместили цинковую пластинку и
цинковую пластинку, частично покрытую медью. В каком случае процесс коррозии цинка
происходит интенсивнее? Ответ мотивируйте, составив электронные уравнения
соответствующих процессов.
Решение.
У цинковой пластинки, частично покрытой медью коррозия (растворение цинка) будет
происходить интенсивнее, так как в этом случае образуется гальваническая пара. Водород
выделяясь на участке покрытом медью не будет препятствовать растворению цинка.
Электронные уравнения
Анод: Zn0 – 2e– = Zn2+
Катод: 2Н+ + 2e– = Н2
№291. Железное изделие покрыли кадмием. Какое это покрытие — анодное или
катодное? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов
коррозии этого изделия при нарушении покрытия во влажном воздухе и в
хлороводородной (соляной) кислоте. Какие продукты коррозии образуются в первом и во
втором случаях?
Решение.
Стандартный электродный потенциал железа –0,44 В.
Стандартный электродный потенциал кадмия –0,403 В.
Так как кадмий имеет больший электродный потенциал, следовательно он является
катодом, т.е. покрытие катодное.
Анодный процесс в обоих случаях – окисление металла
Fe0 – 2e– = Fe2+
Катодный процесс:
во влажном воздухе
O2 + 2 H2O + 4e– = 4(OH)–;
в соляной кислоте
2 H+ + 2e– = H2.
Во влажном воздухе продуктом коррозии будет являться гидроскид железа.
В соляной кислоте продуктом коррозии будет являться хлорид железа.
№294
Какой металл целесообразней выбрать для протекторной защиты от коррозии свинцовой
оболочки кабеля: цинк магний или хром? Почему? Составьте электронные уравнения
анодного и катодного процессов атмосферной коррозии, какой состав продуктов
коррозии?
Решение.
Для протекторной защиты от атмосферной коррозии свинцовой оболочки кабеля
целесообразней применять цинк. Хром для этой цели не подходит так как это металл
хрупкий и при изгибе кабеля он будет покрытие из хрома будет растрескиваться, а магний
на воздухе вообще горит белым пламенем.
Электронные уравнения процессов коррозии
Анодный процесс: Zn0 – 2e – = Zn2+
Катодный процесс:
при кислородной деполяризации ½O2 + H2O + 2e – = 2OH –
Так как ионы Zn2+ с гидроксильной группой образуют нерастворимый гидроксид, то
продуктом коррозии буде Zn(OH)2.
№297. Как влияет рН среды на скорость коррозии железа и цинка? Почему? Составьте
уравнения анодного и катодного процессов атмосферной коррозии этих металлов.
Решение
В кислой среде коррозия обоих металлов ускоряется.
В щелочной среде железо устойчиво, а коррозия цинка ускорится, так как цинк
амфотерный металл.
Электронные уравнения процессов коррозии.
Для цинка
Анодный процесс: Zn0 – 2e – = Zn2+
Катодный процесс:
при кислородной деполяризации ½O2 + H2O + 2e – = 2OH –
Так как ионы Zn2+ с гидроксильной группой образуют нерастворимый гидроксид, то
продуктом коррозии буде Zn(OH)2.
Для железа.
Анодный процесс
Fe0 – 2e– = Fe2+
Катодный процесс во влажном воздухе
O2 + 2 H2O + 4e– = 4(OH)–.
В результате коррозии образуется гидроксид железа Fe(OH)2.
№300. Как протекает атмосферная коррозия железа, покрытого слоем никеля, если
покрытие нарушено? Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов.
Какой состав продуктов коррозии.
Решение.
Стандартный электродный потенциал железа –0,44 В.
Стандартный электродный потенциал никеля –0,25 В.
Так как никель имеет больший электродный потенциал, следовательно он является
катодом, т.е. покрытие катодное.
Поэтому при нарушении покрытия в результате коррозии слой никеля сохраняется,
а под ним активно коррозирует железо.
Анодный процесс – окисление металла
Fe0 – 2e– = Fe2+
Катодный процесс:
во влажном воздухе
O2 + 2 H2O + 4e– = 4(OH)–;
Во влажном воздухе продуктом коррозии будет являться гидроскид железа.
№306. Определите, чему равны заряд комплексного иона, степень окисления и
координационное число комплексообразователя в соединениях K4[Fe(CN)6], K4[TiCl8],
K2[HgI4]. Как диссоциируют эти соединения в водных растворах?
Решение.
В соединении K4[Fe(CN)6] заряд комплексного иона –4 [Fe(CN)6]4–, степень окисления
комплексообразователя +2, координационное число 6.
В соединении K4[TiCl8] заряд комплексного иона –4 [TiCl8]4–, степень окисления
комплексообразователя +4, координационное число 8.
В соединении K2[HgI4] заряд комплексного иона –2 [HgI4]2–, степень окисления
комплексообразователя +2, координационное число 4.
Уравнения диссоциации этих веществ в водных растворах
K4[Fe(CN)6] = 4K+ + [Fe(CN)6]4–
K4[TiCl8] = 4K+ + [TiCl8]4–
K2[HgI4] = 2K+ + [HgI4]2–
№309. Определите, чему равен заряд следующих комплексных ионов: [Cr(NH3)5NO3],
[Pt(NH3)Cl3], [Ni(CN)4], если комплексообразователями являются Cr3+, Pt2+, Ni2+.
Напишите формулы соединений, содержащих эти комплексные ионы.
Решение.
Заряды комплексных ионов.
[Cr(NH3)5NO3]2+
[Pt(NH3)Cl3]–
[Ni(CN)4]2–
Формулы соединений содержащих эти ионы
[Cr(NH3)5NO3]Сl2
K[Pt(NH3)Cl3]
K2[Ni(CN)4]
№312. Напишите выражения для констант нестойкости комплексных ионов [Ag(NH3)2]+,
[Fe(CN)6]4–, [PtCl6]2–. Чему равны степень окисления и координационное число
комплексообразователей в этих ионах?
Решение.
Выражения для констант нестойкости комплексных ионов
[ Ag + ][ NH 3 ]2
K=
[ Ag ( NH 3 ) + ]
[ Fe2 + ][CH − ]6
K=
[ Fe(CH )6 4− ]
[ Pt 4 + ][Cl − ]6
K=
[ PtCl6 2 − ]
Степени окисления комплексообразователя в ионах:
[Ag(NH3)2]+ – 1+;
[Fe(CN)6]4– – 2+;
[PtCl6]2– – 4+.
Координационные числа комплексообразователей в этих ионах:
[Ag(NH3)2]+ – 2;
[Fe(CN)6]4– – 6;
[PtCl6]2– – 6.
№315
При прибавлении раствора KCN к раствору [Zn(NH3)4]SO4 образуется растворимое
комплексное соединение Κ2[Zn(CN)4]. Напишите молекулярное и ионно-молекулярное
уравнение реакции. Константа нестойкости какого иона [Zn(NH3)4]2+ или [Zn(CN)4]2–
больше? Почему?
Решение.
Молекулярное уравнение
4KCN + [Zn(NH3)4]SO4 = Κ2[Zn(CN)4] + K2SO4 + 4NH3
Ионно-молекулярное уравнение
[Zn(NH3)4]2+ + 4CN– = [Zn(CN)4]2– + 4NH3
Константа нестойкости комплексного иона [Zn(NH3)4]2+ больше по тому, что это менее
стойкий ион.
№318. Хлорид серебра растворяется в растворах аммиака и тиосульфата натрия. Дайте
этому объяснение и напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения
соответствующих реакций.
Решение.
Хлорид серебра в этих случаях растворяется из за образования комплексных солей
Уравнения реакций
AgCl + 2NH3 = [Ag(NH3)2]Cl
AgCl + 2NH3 = [Ag(NH3)2]+ + Cl–
AgCl + 2Na2S2O3 = Na3[Ag(S2O3)2] + NaCl
AgCl + 2S2O32- = [Ag(S2O3)2]3- + Cl
№321. Какую степень окисления может проявлять водород в своих соединениях?
Приведите примеры реакций в которых газообразный водород играет роль окислителя и в
которых восстановителя.
Решение
Водород в соединениях проявляет степени окисления +1, –1.
Реакция в которой газообразный водород является окислителем
Н2 + 2Na = 2HNa
Реакции в которой газообразный водород является восстановителем
2Н2 + О2 = 2Н2О
Н2 + Cl2 = 2HCl.
№324. Как получают металлический натрий? Составьте электронные уравнения
процессов, происходящих на электродах при электролизе расплава NaOH.
Решение.
Металлический натрий получают электролизом расплава гидроксида натрия.
Электронные уравнения процессов
Катод: Na+ + e– = Na0
Анод: 2(ОН)– – 2е– = О2 + Н2О.
№327. Как можно получить гидрид и нитрид кальция? Напишите уравнения реакций этих
соединений с водой. К окислительно-восстановительным реакциям составьте электронные
уравнения.
Решение.
Гидрид кальция образуется при нагревании кальция в токе сухого водорода.
Нитрид кальция образуется при нагревании кальция в атмосфере азота.
Уравнение реакции гидрида кальция с водой
CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2
Электронные уравнения
Н+ + е– = Н0
H– – e– = H0
Уравнение реакции нитрида кальция с водой
Ca3N2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3
№330 При пропускании диоксида углерода через известковую воду (раствор Са(ОН)2)
образуется осадок, который при дальнейшем пропускании СО2 растворяется. Дайте
объяснение этому явлению. Составьте уравнения реакций.
Решение.
При пропускании углекислого газа в известковую воду сначала образуется мел
который выпадает в осадок.
При дальнейшем пропускании углекислого газа образуется растворимый
гидрокарбонат кальция, осадок исчезает.
Уравнения реакций:
первой Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3 + Н2О
второй СаСО3 + Н2О + СО2 = Са(НСО3)2
№333. Какие соединения магния и кальция применяются в качестве вяжущих
строительных материалов? Чем обусловлены их вяжущие свойства?
Решение
В качестве строительных вяжущих материалов применянют оксиды кальция и магния.
Использование извести в качестве вяжущего вещества основано на том, что после выхода
из печи известь легко соединяется с водой. Реакция соединения окислов кальция и магния
с водой начинается при обычной температуре и сопровождается выделением большого
количества тепла. Выделяющееся тепло резко повышает температуру извести и воды,
которая может даже закипеть (поэтому негашеную известь называют кипелкой). Процесс
соединения извести с водой (реакция гидратации) протекает по следующей реакции:
СаО+Н20 → Са(ОН)2+15,5 ккал.
Полученный после гашения гидрат окиси кальция Са(ОН)г на воздухе кристаллизуется,
превращаясь в твердое вещество. Для нормального течения этой реакции необходимо,
чтобы в известковом растворе было достаточно воды. При недостаточном количестве
воды реакция прекращается и получается пересушенная штукатурка, в результате
штукатурный слой осыпается. Чтобы избежать этого, штукатурку увлажняют.
Наряду с кристаллизацией в твердеющем известковом растворе происходит процесс
карбонизации. Он заключается в соединении гидрата окиси кальция с углекислым газом,
находящимся в воздухе:
Са(ОН)2+СО2= СаСО3+Н20.
В результате этой реакции образуется углекислый кальций, т. е. то самое вещество, из
которого была получена известь. Углекислый кальций намного прочнее кристаллов
гидрата окиси кальция. Процесс карбонизации происходит очень медленно, так как на
поверхности штукатурного слоя образуется корка из углекислого кальция СаСОз,
затрудняющая проникание углекислого газа СО2 внутрь. Этим объясняется
исключительно медленное, длящееся десятками лет нарастание прочности известковых
растворов.
Виды воздушной извести. По виду основного окисла воздушная известь подразделяется
на кальциевую, магнезиальную, доломитовую
Кальциевая известь содержит 70—90% CaO и в пределах 5% MgO; получают ее обжигом
чистых кальциевых известняков. Магнезиальная известь содержит до 20% MgO, а
доломитовая до 40% MgO. Эти виды извести получают обжигом доломитизированных
известняков и доломитов в печах, обеспечивающих получение MgO в активной форме, т.
е. способностью гаситься водой в обычные сроки.
№336
Чем можно объяснить большую восстановительную щелочных металлов. При сплавлении
гидроксида натрия с металлическим натрием последний восстанавливает водород щелочи
в гидрид-ион. Составьте электронные и молекулярные уравнения этой реакции.
Решение.
Большая восстановительная способность щелочных металлов связана с легкой отдачей
этими металлами единственного валентного электрона.
Электронные уравнения
Na0 – e– = Na+
H + e– = H–
Молекулярное уравнение
2Na + NaOH = NaH + Na2O
№339. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций: а) кальция с водой; б)
магния с азотной кислотой, учитывая, что окислитель приобретает низшую степень
окисления.
Решение
Реакция кальция с водой
1 Са0 + 2e– = Са2+
2 H+ – e– = H0
Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2
Реакция магния с азотной кислотой
4 Мg0 + 2e– = Мп2+
1 N5+ – 8e– = N34Mg + 9HNO3 = 4Mg(NO3)2 + NH3 + 3H2O
№342. Какие соли обуславливают жесткость природной воды? Какую жесткость называют
карбонатной, некарбонатной? Как можно устранить карбонатную, некарбонатную
жесткость? Напишите уравнения соответствующих реакций. Чему равна жесткость воды,
в 100 л которой содержится 14,632 г гидрокарбоната магния?
Решение.
Жесткость природной воды обуславливают соли двухвалентных металлов, в
основном кальция и магния.
Карбонатной жесткостью называют жесткость, обусловленную бикарбонатами
кальция и магния. Некарбонатная жесткость представляет собой разность между общей и
карбонатной жесткостью.
Для уменьшения карбонатной жесткости применяется метод известкования, при
котором в обрабатываемую воду вводят известь. В результате электролитической
диссоциации извести возрастает рН воды, что приводит к смещению углекислотного
равновесия в сторону образования карбонат ионов. В результате этого карбонат кальция
выпадает в осадок.
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3↓ + H2O
Для уменьшения некарбонатной жесткости обычно вводят хорошо растворимую
соль, содержащую карбонат ионы. Обычно для этого используют соду Na2CO3.
Ca2+ + CO32– = CaCO3↓
Молярная масса гидрокарбоната магния Mg(HCO3)2
М = 24,305 + 2 + 2 · 12 + 6 · 16 = 146,32 г/моль.
Жесткость воды 2 · m / (M · V) = 2 · 14,642 / (146,32 · 100) = 2 · 10–3 моль/л = 2 ммоль/л.
№348. В 220 л воды содержится 11 г сульфата магния. Чему равна жесткость этой воды?
Решение.
Молярная масса сульфата магния MgSO4
М = 24,305 + 32,066 + 4 · 16 = 120,37 г/моль
Тогда жесткость воды
2 · 11 / (120,37 · 220) = 8,3·10–4 моль/л = 0,83 ммоль/л
351. Вода, содержащая только гидрокарбонат магния, имеет жесткость 3,5 ммоль/л. Какая
масса гидрокарбоната магния содержится в 200 л этой воды?
Решение
Найдем молярную массу гидрокарбоната магния Mg(HCO3)2
M = 24,305 + 2 ( 1 + 12,011 + 3 · 16 ) = 146,33 г/моль.
Соответственно ее эквивалентная масса
mЭ = М / 2 = 146,33 / 2 = 73,165 г/моль
Масса гидрокарбоната магния которая содержится в 200 л этой воды
m = mЭ · V · Ж = 73,165 · 200 · 0,0035 = 51,1 г.
№357
Какую массу карбоната натрия надо прибавить к 0,1 м3 воды, чтобы устранить ее
жесткость, равную 4 мэкв?
Решение.
В 0,1 м3 = 100 л воды содержится 100 · 4 = 400 мэкв солей обуславливающих жесткость
воды. Для устранения жесткости воды следует прибавить 400 · 53 = 21200 мг = 21,2 г соды
(53 г/моль – эквивалентная масса Na2CO3)
№360. Какую массу гидроксида кальция надо прибавить к 275 л воды, чтобы устранить ее
карбонатную жесткость, равную 5,5 ммоль/л?
Решение.
Са(НСО3)2 + Са(ОН)2 = 2СаСО3 + 2Н2О
Эквивалентная масса гидроксида кальция
mЭ = ( 40 + 2 · 16 + 2 ) / 2 = 37 г/моль.
Необходимая масса гидроксида кальция
m = 37 · 275 · 0,0055 = 55,96 г.
№363. Какой процесс называют алюминотермией? Составьте электронные и
молекулярные уравнения реакции, на которой основано применение термита (смесь Al и
Fe3O4).
Решение.
Алюминотермия (алюмотермия, от лат. алюминий и греч. therme — тепло, жар) — способ
получения металлов, неметаллов (а также сплавов) восстановлением их оксидов
металлическим алюминием:
Реакция открыта в 1859г. русским химиком Н.Н.Бекетовым. При этой реакции выделяется
большое количество теплоты, смесь нагревается до 1900—2400°С. Алюминотермия
применяется для получения хрома, ванадия, марганца, вольфрама и других металлов и
сплавов. Термит (смесь порошка алюминия с железной окалиной) используют при сварке
рельсов, стальных труб, металлических конструкций.
Уравнение реакции
8 Al – 3e– = Al3+
3 3Fe8/3+ + 8e– = 3Fe0
8Аl + 3Fe3О4 = 4Аl2О3 + 9Fe
№366. Чем можно объяснить восстановительные свойства соединений олова (II) и
окислительные свинца (IV)? На основании электронных уравнений составьте уравнения
реакций: а) SnCl2 c HgCl2; б) PbO2 c HCl конц.
Решение.
Характерные для олова и свинца положительные валентности 4 и 2. Поэтому
известны два ряда производных рассматриваемых элементов. При обычных условиях
производные четырехвалентного Sn более устойчивы. Напротив для свинца значительно
более типичны соединения, в которых он двухвалентен.
В связи с этим производные двухвалентного Sn являются восстановителями
(притом очень сильными), а соединения четырехвалентного Pb – окислителями (также
очень сильными).
a) для первой реакции
Электронные уравнения
Sn2+ – 2е– = Sn4+
Hg2+ + 2e– = Hg0
Уравнение реакции
SnCl2 + HgCl2 = SnCl4 + Hg0
б) для второй реакции
Электронные уравнения
Pb4+ + 2е– = Pb2+
Cl– – e– = Cl0
Уравнение реакции
PbO2 + 4HCl = PbCl2 + 2H2O +Cl2
№369. На основании электронных уравнений составьте уравнение реакции фосфора с
азотной кислотой, учитывая, что фосфор приобретает высшую, а азот степень окисления
+4.
Решение.
Электронные уравнения
5
N5+ + e– = N4+
1
P0 – 5e– = N5+
Молекулярное уравнение
P + 5HNO3 = H3PO4 + 5NO2 + H2O.
№372. Как проявляет себя сероводород в окислительно-восстановительных реакциях?
Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций взаимодействия
раствора сероводорода: а) с хлором; б) с кислородом.
Решение.
Сероводород в окислительно-восстановительных реакциях является только
восстановителем, так как сера в нем имеет низшую степень окисления –2.
Составим электронные и молекулярные уравнения реакций сероводорода:
с хлором
S2– – 8 e– = S6+
Cl0 + e– = Cl–
H2S + 4Cl2 + 4H2O = 8HCl + H2SO4
с кислородом
S2– – 2 e– = S0
O0 + 2 e– = O2–
2H2S + O2 = 2H2O + 2S
№375. Какие свойства в окислительно-восстановительных реакциях проявляет серная
кислота? Напишите уравнения реакций взаимодействия разбавленной серной кислоты с
магнием и концентрированной – с медью. Укажите окислитель и восстановитель.
Решение.
Серная кислота в окислительно-восстановительных реакциях проявляет только
окислительные свойства.
Уравнения реакций
Н2SO4 + Mg = MgSO4 + H2
Окислитель Н2SO4, восстановитль Mg.
2H2SO4 + Cu = CuSO4 + SO2 + 2H2O
Окислитель Н2SO4, восстановитль Cu.
№378 В каком газообразном соединении фосфор проявляет свою низшую степень
окисления? Напишите уравнения реакций: а) получения этого соединения при
взаимодействии фосфида кальция с хлороводородной (соляной) кислотой; б) горения его в
кислороде.
Решение
Фосфор проявляет низшую степень окисления в газе «фосфин» РН3
a) Реакция получения фосфина
Са3Р2 + 6HCl = 2PH3 + 3CaCl2
б) Реакция горения фосфина
PH3 + 2О2 = Н3РО4
№379 Какую степень окисления проявляют мышьяк, сурьма и висмут? Какая степень
окисления является более характерной для каждого из них? Составьте электронные и
молекулярные уравнения реакций: а) мышьяка с концентрированной азотной кислотой; б)
висмута с концентрированной серной кислотой.
Решение
Мышьяк проявляет степени окисления +5, +3, –3, наиболее характерные +3, +5.
Сурьма проявляет степени окисления +5, +3, –3 наиболее характерная +3.
Висмут проявляет степени окисления +5, +3, –3 наиболее характерная +3
a) Реакция мышьяка с концентрированной азотной кислотой
As0 – 5e– = As5+
N5+ + 3e– = N2+
3As + 5HNO3 + 2H2O = 3H3AsO4 + 5NO
б) Реакция висмута с концентрированной серной кислотой
Bi0 – 3e– = Bi3+
S6+ + 2e– = S4+
2Bi + 6H2S2O4 = Bi2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O
№380. Как изменяются окислительные свойства галогенов при переходе от фтора к йоду и
восстановительные свойства их отрицательно заряженных ионов? Почему? Составьте
электронные и молекулярные уравнения реакций: а) Cl2 + I2 + H2O = ; б) KI + Br2 = .
Укажите окислитель и восстановитель.
Решение.
Окислительные свойства галогенов при переходе от фтора к йоду уменьшаются.
Восстановительные свойства отрицательно заряженных ионов при переходе от фтора к
йоду усиливаются.
а)
Электронные уравнения
5
Cl0 + e– = Cl–
1
I0 – 5e– = I5+
Молекулярное уравнение
5Cl2 + I2 + 6H2O = 2HIO3 + 10HCl
Окислитель Cl2.
Восстановитель I2.
б)
Электронные уравнения
0
Br0 + e– = Br–
1
I– – e– = I0
Молекулярное уравнение
2KI + Br2 = 2KBr + I2
Окислитель Br2.
Восстановитель KI.
№381. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакции, происходящей при
пропускании хлора через горячий раствор гидроксида калия. К какому типу
окислительно-восстановительных процессов относится данная реакция?
Решение
Электронные уравнения
5
Cl0 + e– = Cl–
1
Cl0 – 5e– = Cl5+
Молекулярное уравнение
6КОН + 3Cl2 = 5KCl + KClO3 + 3H2O
Окислительно-восстановительная реакция относится к реакциям диспропорционирования.
№384. Чем существенно отличается действие разбавленной азотной кислоты на металлы
от действия хлороводородной (соляной) и разбавленной серной кислот? Что является
окислителем в первом случае, что – в двух других? Приведите примеры.
Решение.
При действии на металлы азотной кислоты выделяются окислы азота, окислителем
является азот. При действии на металлы соляной и разбавленной серной кислот в ходе
реакции будет выделятся водород, окислителем будут ионы водорода.
Приведем примеры
Fe + 4HNO3(25%) = Fe(NO3 )3 + NO + 2H2O
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2
Fe + H2SO4 = FeSO3 + H2
№ 387. Какую степень окисления может проявлять кремний в своих соединениях?
Составьте уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих
превращений:
Mg2Si → SiH4 → SiO2 → K2SiO3 → H2SiO3
При каком превращении происходит окислительно-восстановительная реакция?
Решение.
Кремний проявляет степени окисления –4;0;+4
Уравнения реакций
Mg2Si + 4HCl = SiH4 + 2MgCl2
SiH4 + 2Н2О = SiO2 + 4H2 – окислительно-восстановительная реакция
SiO2 + 2КОН = K2SiO3 + Н2О
K2SiO3 + H2CO3 = H2SiO3 + K2CO3 – в водном растворе
№390
Какие из солей угольной кислоты имеют наибольшее промышленное применение? Как
получить соду, исходя из металлического натрия, хлороводородной (соляной) кислоты,
мрамора и воды? Почему в растворе соды лакмус приобретает синий цвет? Ответ
подтвердите составлением уравнений соответствующих реакций.
Решение.
Наибольшее промышленное применение имеет сода.
Если накидать мрамор в соляную кислоту то будет выделятся углекислый газ.
СаСО3 + 2 HCl = CaCl2 + H2CO3 = CaCl2 + H2O + CO2↑
При взаимодействии металлического натрия с водой получим щелочь.
Na + H2O = NaOH + ½ H2
Пропуская углекислый газ полученный в первой реакции в раствор щелочи полученный
во второй реакции получим раствор соды.
2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O
Упарив последний раствор получим соду.
Сода является солью сильного основания и слабой кислоты поэтому в результате
гидролиза раствор соды приобретает щелочную реакцию, поэтому лакмус в этом растворе
приобретает синий цвет.
№396. Составьте уравнения реакций, которые надо провести для осуществления
следующих превращений:
Cd → Cd(NO3)2 → Cd(OH)2 → [Cd(NH3)6](OH)2 → CdSO4
Решение.
3Cd + 8Н NO3 = 3Cd(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Cd(NO3)2 + 2КОН = Cd(ОН)2 + 2КNO3
Cd(ОН)2 + 6NН3 = [Cd(NH3)6](OH)2
[Cd(NH3)6](OH)2 + 4Н2SO4 = CdSO4 + 2Н2O + 3(NH4)2SO4
399 При действии на титан концентрированной хлороводородной (соляной) кислоты
образуется трихлорид титана, а при действии азотной – осадок метатитановой кислоты.
Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.
Решение
Электронные уравнения
Тi0 – 3e– = Ti3+
2H+ + 2e– = H2
Молекулярное уравнение
2Тi + 6HCl = 2TiCl3 + 3H2
Электронные уравнения
Тi0 – 4e– = Ti4+
N5+ + 2e– = N3+
Молекулярное уравнение
3Тi + 4HNO3 + H2O = 3H2TiO3 + 4NO
№402. Диоксиды титана и циркония при сплавлении взаимодействуют со щелочами. О
каких свойствах оксидов говорят эти реакции? Напишите уравнения реакций между: a)
TiO2 и ВаО; б) ZrO2 и NaOH. В первой реакции образуется метатитанат, а во второй —
ортоцирконат соответствующих металлов.
Решение.
Так как диоксиды титана и циркония взаимодействуют со щелочами это говорит о том,
что они кроме основных проявляют также кислотные свойства.
Уравнения реакций
а)
TiO2 + ВаО = ВаTiO3
б)
ZrO2 + 4NaOH = Na4ZrO4 + 2H2O
№405. В присутствии влаги и диоксида углерода медь покрывается зеленым налетом. Как
называется и каков состав образующегося соединения? Что произойдет, если на него
подействовать хлороводородной (соляной) кислотой? Напишите уравнения
соответствующих реакций. Окислительно-восстановительную реакцию составьте на
основании электронных уравнений.
Решение.
В присутствии влаги и диоксида углерода поверхность меди покрывается зеленоватым
налётом гидpоксокаpбоната меди
Электронные уравнения
1
Cu0 – 2e– = Cu2+
1
O0 + 2e– = O2–
Молекулярное уравнение
2Сu + O2 + H2O + CO2 = (CuOH)2CO3
Если на гидpоксокаpбонат меди подействовать соляной кислотой то получим хлорид меди
и углекислый газ
(CuOH)2CO3 + 4НСl = 2CuCl2 + 3H2O + CO2.
№411 Хромит калия окисляется бромом в щелочной среде. Зеленая окраска раствора
переходит в желтую. Составьте электронные и молекулярное уравнение реакции. Какие
ионы обуславливают начальную и конечную окраску раствора?
Решение
Электронные уравнения
Br0 + e– = Br–
Cr3+ – 3e– = Cr6+
Молекулярное ураввнение
2KCrO2 + 3Br2 + 8KOH = 2K2CrO4 + 6KBr + 4H2O
Начальную окраску раствора обуславливает ион [CrO2]–, а конечную [CrO4]2–
№417. Марганец окисляется азотной кислотой до низшей степени окисления, а рений
приобретает высшую степень окисления. Какие соединения при этом получаются?
Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.
Решение.
Первая реакция
Электронные уравнения
1 Mn0 – 2e– = Mn2–
2 N5+ + e– = N4+
Молекулярное уравнение
Mn + 4HNO3 = Mn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
В первом случае в результате реакции получается нитрат марганца.
Вторая реакция
Электронные уравнения
3 Re0 – 7e– = Re7+
7 N5+ + 3e– = N2+
Молекулярное уравнение
3Re + 7HNO3 = 3HReO4 + 7NO + 2Н2О
во втором случае рениевая кислота HReO4
№420 На основании электронных уравнений составьте уравнение реакции получения
манганата калия K2MnO4 сплавлением оксида марганца (IV) с хлоратом калия KClO3 в
присутствии гидроксида калия. Окислитель восстанавливается максимально, приобретая
низшую степень окисления.
Решение
Электронные уравнения
Mn4+ – 2e– = Mn6+
Cl5+ + 6e– = Cl–
Реакция получения манганата калия
3MnO2 + KClO3 + 6KOH = 3K2MnO4 + KCl + 3H2O
№423. Составьте уравнения реакций, которые надо провести для осуществления
следующих превращений:
Fe → FeSO4 → Fe(OH)2 → Fe(OH)3 → FeCl3
Решение.
Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2
FeSO4 + 2Na(OH) = Fe(OH)2↓ + Na2SO4
4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Fe(OH)3
Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O.
№426. Могут ли в растворе существовать совместно: а) FeCl3 и SnCl2; б) FeSO4 и NaOH;
FeCl3 и К3[Fe(CN)6]? Для взаимодействующих веществ составьте уравнения реакций.
Решение.
В первом случае Sn2+ является сильным восстановителем, и его окислит ион Fe3+, поэтому
в растворе FeCl3 и SnCl2 совместно существовать не могут
2FeCl3 + SnCl2 = 2FeCl2 + SnCl4
Во втором случае образуется нерастворимый гидроксид железа, который выпадет в
осадок,
поэтому в растворе FeSO4 и NaOH совместно существовать не могут
FeSO4 + 2NaOH = Na2SO4 + Fe(OH)2↓.
В третьем случае реакций не происходит, поэтому FeCl3 и К3[Fe(CN)6] могут совместно
существовать в растворе.
№432. Как из карбида кальция и воды, применив реакцию Кучерова, получить уксусный
альдегид, затем уксусную кислоту и винилацетат. Напишите уравнения соответствующих
реакций. Составьте схему полимеризации винилацетата.
Решение.
Действием воды на карбид кальция воды получаем ацетилен
CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2 + C2H2.
Гидратаций ацетилена по реакции Кучерова, получим уксусный альдегид
Окислением уксусного альдегида получаем уксусную кислоту
СН3СНО + О → CH3COOН
Винилацетат получаем из уксусной кислоты и ацетилена, в присутствии ацетата цинка на
активированном угле при 170-220˚С.
СН2=СН2 + ½ О2 + СН3СООН → СН3СООСН=СН2 + Н2О
Схема полимеризации винилацетата
nCH3COOCH=CH2 → [–CH2CH(OCOCH3)–]n.
№438. Какие углеводороды называются диеновыми (диолефины или алкодиены)?
Приведите пример. Какая общая формула выражает состав этих углеводородов? Составьте
схему полимеризации бутадиена (дивинила).
Решение.
Диеновыми называют углеводороды содержащие две двойные связи, например
1,3-бутадиен СН2=СН– СН=СН2.
Общая формула выражающая состав диенов СnH2n–2
Схема полимеризации бутадиена
nСН2=СН– СН=СН2 → [–СН2–СН=СН–СН2–]n
№441 В чем различия предельных и непредельных углеводородов? Составьте схему
образования каучука из дивинила и стирола. Что такое вулканизация.
Решение
В предельных углеводородах все связи между атомами углерода одинарные, а в
непредельных есть двойные или тройные связи.
Схема образования каучука из дивинила и стирола
nСН2 = СН — СН = СН2 + mС6Н5СН=СН2 =
= [–CH2–CH=CH–CH2–]n–[–CH2–CH(C6H5)–]m
Вулканизация — технологический процесс взаимодействия каучуков с вулканизующим
агентом, при котором происходит сшивание молекул каучука в единую пространственную
сетку. При этом повышаются прочностные характеристики каучука, его твёрдость и
эластичность, снижаются пластические свойства, степень набухания и растворимость в
органических растворителях. Вулканизующими агентами могут являться: сера,
пероксиды, оксиды металлов, соединения аминного типа и др. Для повышения скорости
вулканизации используют различные ускорители.
Этот процесс назван в честь Вулкана, древнеримского бога огня.
Вулканизированные каучуки называют резинами.
№444. Как называют углеводороды, представителем которых является изопрен? Составьте
схему сополимеризации изопрена и изобутилена.
Решение.
Изопрен является представителем Диенов (диеHновые углеводороHды) — ациклические
ненасыщенные углеводороды, содержащие в молекуле две двойные связи и образующие
гомологический ряд общей формулы СnH2n-2. Диены являются структурными изомерами
алкинов.
Схема полимеризации
n CH2=C(CH3)-CH=CH2 + nCH2=C(CH3)2 → (-CH2=C(CH3)-CH2-CH2-C(CH3)2-)n
№447
Напишите реакцию дегидратации пропилового спирта. Составьте схему полимеризации
полученного продукта.
Решение.
Уравнение реакции дегидратации пропилового спирта
Η Η Η
H H H
|
| |
| |
|
Н – С – С – С – О – Н → Η – C – C = C + H2O = CH3–CH=CH2 + H2O
|
|
|
|
|
Η Η Η
H
H
Схема полимеризации полученного продукта
CH3
CH3
|
|
(CH3–CH=CH2)n → – CH – CH2– CH – CH2–
n - раз