неорганическая химия - Новосибирский Государственный

НОВОСИБИРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ
АГРАРНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
АГРОНОМИЧЕСКИЙ ФАКУЛЬТЕТ
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
ПРАКТИКУМ
по выполнению лабораторных работ,
самостоятельных заданий и контрольных работ
Новосибирск 2010
УДК 546(075)
ББК 24.1
Рецензенты: д-р. хим. наук В.П. Зайцев,
канд-т. хим. наук В.С. Баев
Химия: практикум /Новосиб. гос. аграр. ун-т; сост.:
Т.И. Бокова, Г.П. Юсупова, Н.А. Кусакина, М.С. Чемерис.
— Новосибирск, 2010. — 168 с.
Практикум составлен по основным разделам
дисциплины «Неорганическая и аналитическая химия» в
соответствии с современными стандартами по циклу
ЕН.Ф.04. специальности 111201- Ветеринария, 110501 Ветеринарно-санитарная экспертиза. Предназначены для
студентов 1-го курса факультета ветеринарной медицины.
Утверждены
и
рекомендованы
к
изданию
методической комиссией
ветеринарного факультета
(протокол № 1 от 23 сентября 2010 г.).
© Новосибирский государственный аграрный
университет, 2010
2
ПРЕДИСЛОВИЕ
Практикум содержит основные разделы дисциплины
«Неорганическая и аналитическая химия», изучаемые
студентами факультета ветеринарной медицины.
Целью данного практикума является получение
базовых
знаний,
навыков,
способностей
к
самостоятельным суждениям. Применять полученные
знания для изучения дисциплин, предусмотренных
программой ветеринарного факультета.
В практикум
включены описания основных
лабораторных работ, вопросы для самостоятельной
работы, варианты контрольных работ. Для лучшего
восприятия материал разбит на блоки, которым
соответствуют следующие обозначения:
q — лабораторная работа; — задачи для
самостоятельной работы;V- вопросы для самостоятельной
работы; ) — решение типовых задач, основная
литература; Š — дополнительная литература.
Эти символы помогут быстро найти интересующий
пункт.
Авторы благодарят рецензентов: доктора химических
наук В.П. Зайцева, кандидата химических наук В.С. Баева
за
высказанные
замечания и
предложения
по
совершенствованию данной работы.
3
ВВЕДЕНИЕ
Изучение курса химии складывается из лекций,
лабораторно-практических занятий и самостоятельной
работы студентов, успех которой определяется умением
внимательно слушать, конспектировать лекции и
объяснения преподавателя, а также пользоваться
справочниками и научной литературой.
На лабораторных занятиях студенты углубляют
теоретические знания и овладевают навыками и техникой
химического
эксперимента.
Без
умения
экспериментировать даже при совершенном овладении
теорией не может быть полноценного специалиста
сельского хозяйства. Это умение не является природным
даром, а вырабатывается практикой.
Для
успешного
выполнения
опытов
на
практических занятиях необходимо:
1) предварительно изучить теоретический материал
данной темы по учебнику;
2) ознакомиться с описанием предстоящей работы и
ответить на контрольные вопросы;
3) не начинать опыта, пока не станет ясной цель
работы, последовательность ее выполнения и не будет
проверен собранный прибор;
4) описание всех проведенных опытов, наблюдений
и выводы следует сразу заносить в лабораторную тетрадь.
Практикум содержит контрольные задания по
основным темам курса химии.
Перед решением задач следует:
1. Ознакомиться с требованиями программы по
данной теме;
2. Отметить особенно сложный материал и изучить
его по записанным лекциям или рекомендуемым
учебникам;
4
3. Ознакомиться с методическими указаниями по
решению задач для каждого раздела;
4. После проработки материала лекций, учебника
попытаться ответить на вопросы самостоятельной работы.
5. В конце изучения дисциплины студенты
выполняют две контрольные работы.
С неясными вопросами и сложными для решения
задачами
следует
разобраться
на
лабораторнопрактических и семинарских занятиях.
СОДЕРЖАНИЕ ДИСЦИПЛИНЫ
Тематический план дисциплины для специальности
111201-Ветеринария
Наименование разделов и тем
Количество часов
лекции
лаб.практ.
занятия
3
-
самост.
работа
1
2
4
ВВЕДЕНИЕ.
Введение.
2
4
Основные понятия и законы
химии. Химические системы,
катализаторы.
Значение
химии в народном хозяйстве
РАЗДЕЛ 1. Энергетика химических процессов
Тема
1.1.
Химическая
2
4
термодинамика.
Основные
понятия
Тема
1.2.
Энергетика
2
2
4
химических
процессов.
Скорость реакции и методы
ее регулирования
Тема 1.3. Химическое и
2
2
4
фазовое равновесие
5
всего
по
теме
5
6
6
8
8
РАЗДЕЛ 2. Строение атома и периодическая система элементов
Тема 2.1. Строение атома.
4
4
8
Основные понятия квантовой
теории
Тема 2.2. Химическая связь,
2
2
4
8
комплиментарность,
химическая идентификация
Тема 2.3. Периодический
2
2
4
8
закон.
Периодическая
система Д.И. Менделеева
РАЗДЕЛ 3 Растворы
Тема
3.1.
Растворы
2
2
4
8
неэлектролитов.
Коллигативные
свойства
растворов
Тема 3.2. Способы выражения
4
2
6
12
концентрации растворов
РАЗДЕЛ 4. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные
свойства вещества
Тема
4.1.
Растворы
2
2
4
8
электролитов.
Ионные
равновесия
и
обменные
реакции
в
растворах
электролитов
Тема
4.2.
Ионное
2
2
4
8
произведение воды. Гидролиз
солей
Тема
4.3.
Окислительно2
2
4
8
восстановительные реакции
Тема 4.4.
2
2
4
8
Комплексообразование
и
комплексные соединения
РАЗДЕЛ 5. Химия элементов
Тема5.1. Химия неметаллов
2
4
6
Водород, вода, VII A группа
Тема 5.2. Химия неметаллов
2
4
6
VI A, V A, IV A группы
Тема 5.3. Химия металлов
2
4
6
Тема 5.4.Органогенные и
2
4
6
биогенные элементы
6
РАЗДЕЛ 6. Качественный и количественный анализ,
химический практикум
Тема 6.1. Введение в
2
4
аналитическую химию.
Аналитический сигнал
Тема 6.2. Качественный
2
2
4
анализ(катионы I, II групп)
Тема 6.3. Количественный
2
2
4
анализ, метод нейтрализации
Тема 6.4. Метод
2
2
4
перманганатометрии.
Решение задач
Итого
44
28
86
7
6
8
8
8
158
Тематический план по специальности 110501 –
Ветеринарно-санитарная экспертиза
Наименование разделов и тем
Количество часов
лекции
лаб.практ.
занятия
3
-
самост.
работа
1
2
4
ВВЕДЕНИЕ. Предмет, задачи
2
2
неорганической химии и ее
положение среди естественных
наук. Основные законы химии
Раздел 1. Строение вещества
Строение атома и периодическая
3
2
5
система химических элементов
Химическая связь и строение
2
5
молекул
Раздел 2. Химическая термодинамика и кинетика
Энергетика химических
2
2
6
процессов
Химическая кинетика. Скорость
2
2
5
реакции и методы ее
регулирования
Химическое и фазовое
2
2
5
равновесие
Раздел 3. Растворы. Процессы в водных растворах
Растворы. Растворимость.
3
4
8
Способы выражения
концентрации растворов
Коллигативные свойства
2
2
5
растворов
Теория электролитической
4
4
8
диссоциации. Гидролиз солей
Окислительно2
4
6
восстановительные реакции
Комплексные соединения
Итого
2
26
8
2
24
5
60
всего
по
теме
5
4
10
7
10
9
9
15
9
16
12
9
110
Раздел 1. ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ
ПРОЦЕССОВ
Тема 1. Скорость химических реакций и химическое
равновесие
q ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 1
Влияние различных факторов на скорость химических
реакций
Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации
реагирующих веществ.
Для проведения опыта приготовлены два раствора,
каждый из которых наливают в отдельную бюретку для
взятия точного объема (в третьей бюретке — вода для
изменения исходной концентрации):
1-й раствор — смесь сульфита натрия Na2SO3, H2SO4
и крахмала;
2-й раствор — раствор иодата калия КIO3.
При взаимодействии иодата калия с сульфитом
натрия в кислой среде протекает реакция с образованием
свободного иода (обнаруживается крахмалом):
2КIO3 + 5Na2SО3 + H2SО4 = K2SО4 + I2 + 5Na2SО4 + H2O.
Опыт заключается в практическом определении
зависимости времени протекания реакции ( Δ τ) от
изменения концентрации иодата калия (СКIO3) при
постоянной концентрации сульфита натрия.
Порядок проведения опыта:
1. В четыре пробирки налить по 3 мл 1 % - го
раствора (Na2S03).
2. В четырех других пробирках приготовить
растворы КIO3 различных относительных концентраций
(табл. 1).
3. Практически определить отрезки времени ( Δ τ) от
момента сливания подготовленных растворов (Na2SO3 и
9
КIO3) до появления синего окрашивания крахмала (уже
добавлен в раствор Na2SО3) иодом.
4. Результаты наблюдений занести в табл.1.
Таблица 1. Влияние концентрации иодата калия на
условную скорость реакции.
Условная
Объем, мл
Относительная
Время
№
скорость
концентрация
протекания
п/п
иодата калия
1-й
2-й раствор
раствор
реакции
Δτ, с
реакции
V=
1
Δτ
Na2SO3 КIO3 Н2О
1
3
2
6
0,25
2
3
4
4
0,50
3
3
6
2
0,75
4
3
8
1,00
На
миллиметровой
бумаге
строят
график
зависимости V (ось ординат) от С (ось абсцисс).
Масштаб следует выбирать таким образом, чтобы
наибольшие значения величин по оси ординат и абсцисс
находились на расстоянии не менее 8 см от начала
координат.
В соответствии с законом действия масс зависимость
скорости от концентрации должна выражаться прямой
линией, проходящей через начало координат (рис. 1).
V
C
10
Рис.1. Зависимость скорости V (ось ординат) реакции
концентрации С (ось абсцисс) реагирующих веществ
Опыт 2. Влияние температуры на скорость химической
реакции.
Для выполнения опыта в три пробирки наливают по
3 мл иодата калия, а в другие три пробирки — по 3 мл
сульфита натрия. Первую пару пробирок помещают в
стакан с водопроводной водой. Через 3–4 мин, измерив
температуру воды в стакане, сливают содержимое
пробирок и отсчитывают время с момента сливания до
момента появления синего окрашивания.
Вторую пару пробирок поместить в стакан с водой и
нагреть воду до температуры на 11...12°С выше той, при
которой находилась первая пара пробирок. Проделать тот
же самый опыт. Нагревать на 1...2°С выше заданной (т.е.
нагревать не на 10, а на 11...12°С) необходимо потому, что
при сливании растворов температура понижается.
В третьей паре пробирок температуру воды повысить
еще на 11...12°С, чем для второй.
Результаты наблюдений записать в виде табл. 2.
Таблица 2. Влияние температуры на скорость реакции
№ Температура Промежуток времени от Скорость
п/п опыта, °C
начала
сливания
до реакции,
появления
1
моль/с V =
окрашивания τ, с
τ
На миллиметровой бумаге построить график (рис.2)
зависимости скорости реакции (V) от температуры (t°С). С
помощью
этого
графика
получить
величину
температурного коэффициента ( γ ), используя правило
Вант-Гоффа. Для этого на оси температур произвольно
выбрать две температуры (t1 и t2), отличающиеся на 10°С,
11
и с оси скоростей снять соответствующие выбранным
температурам скорости — V1, и V2 (см. рис. 2).
Рис 2. Зависимость скорости V (ось ординат) от
температуры t°C (ось абcцисc)
Опыт 3. Смещение химического равновесия при
изменениях концентраций реагирующих веществ. Для
опыта удобно воспользоваться следующей реакцией:
FeCl3 + 3NH4CNS ↔ Fe(CNS)3 + 3NH4Cl.
Из веществ этой системы Fe(CNS)3 интенсивно
окрашен в красный цвет, в то время как разбавленные
растворы FеСl3 окрашены в желтый цвет, а растворы
NH4CNS и NH4Cl бесцветны. Поэтому всякое изменение
концентрации Fе(CNS)3 сказывается на окраске. Это
позволяет наблюдать, в каком направлении сдвигается
равновесие при изменении концентрации реагирующих
веществ.
Для проведения опыта налить в стакан около 30–40
мл воды и добавить точно по одной или две капли NH4CNS
и FеСl3, раствор должен иметь светло-красный цвет (если
раствор темно-красный, можно разбавить водой).
Составить уравнение обратимой реакции и уравнение
константы равновесия.
12
Разлить полученный раствор в пробирки (их четыре).
В первую добавить две капли FеСl3, во вторую — две
капли NH4CNS, в третью насыпать сухой соли NH4Cl.
Перемешать содержимое стеклянной палочкой.
Как изменится интенсивность окраски в этих
пробирках по сравнению с контрольной? Дать объяснения,
исходя из уравнения константы равновесия. В какую
сторону сместилось равновесие?
V Вопросы для самостоятельной работы
1. Дать определение понятию скорость химической
реакции. В каких единицах она измеряется?
2. Закон действия масс. Привести примеры уравнений
реакций и математического выражения для них закона
действия масс.
3. Физический смысл константы скорости химических
реакций. От каких факторов она зависит?
4. Сформулировать правило Вант-Гоффа. Влияние
температуры на скорость химических реакций.
5. Почему часть столкновений между молекулами не
приводит к протеканию реакций? Энергия активации.
6. Катализаторы. Как можно объяснить их действие при
гомогенном и гетерогенном катализе? Ферментативный
катализ.
7. Обратимый и необратимый процессы. Состояние
химического равновесия. Вывод константы равновесия в
общем виде и на примере конкретной химической реакции.
Свободная энергия Гиббса и равновесие.
8. Сформулировать принцип Ле-Шателье. Как влияет
изменение давления, температуры и& концентрации
реагирующих веществ на состояние равновесия в
гомогенных и гетерогенных системах?
9. Как влияет изменение температуры на химическое
13
равновесие в экзотермических и
реакциях?
Связь
константы
термодинамическими функциями.
эндотермических
равновесия
с
" Для решения задач на эту тему необходимо:
1. Знать следующие понятия: а) скорость химической
реакции; б) гомогенный процесс, гетерогенный процесс; в)
константа скорости химической реакции; г)прямая,
обратная реакции; д) химическое равновесие; е) смещение
химического равновесия; ж) константа химического
равновесия.
2. Знать влияние различных факторов на величину
скорости реакции:
реагирующих
веществ
(закон
а)
концентрации
действующих масс) в гомогенных и гетерогенных
реакциях;
б) давление для реакций с участием газов (также закон
действующих масс, так как для газов увеличение давления
равнозначно аналогичному увеличению концентраций);
в) температура; приближенная зависимость определяется
правилом Вант-Гоффа: V2/V1, = γ∆t/10.
3. Иметь в виду, что время протекания реакции (τ)
обратно пропорционально скорости реакции (v): τ1/τ2 =
V2/V1.
4. Знать принцип Ле-Шателье, определяющий направление
смещения равновесия при изменении внешних условий
(при воздействии извне на систему, находящуюся в
равновесии).
5. Помнить, что смещение равновесия заключается в
изменениях концентраций, участников равновесия.
Выражение «равновесие сместилось вправо» означает, что
увеличились концентрации продуктов; «равновесие
сместилось влево» — увеличились концентрации
14
исходных веществ.
6. Помнить, что каждый фактор (концентрации, давление,
температура) влияет на направление смещения равновесия
самостоятельно, и влияние каждого фактора должно
рассматриваться отдельно.
7. Различать равновесные (в состоянии равновесия),
текущие
(изменяющиеся
в
ходе
реакции)
и
израсходованные (вступившие в реакцию) концентрации
реагирующих веществ. При этом помнить, что
стехиометрическими коэффициентами уравнения реакции
связаны между собой расходуемые концентрации
реагентов (исходных веществ) и получающиеся количества
продуктов.
Исходные концентрации — условные концентрации
реагентов (исходных веществ) в тот момент времени, когда
продукты еще не появились, т.е. когда реакция еще не
началась. По мере протекания реакции исходные
концентрации реагентов постепенно уменьшаются и
достигают равновесных величин, а концентрации
продуктов, равные нулю в начальный момент времени,
постепенно
увеличиваются
и
достигают
своих
равновесных величин (рис. 3).
Рис. 3. Изменение концентраций реагентов и продуктов в
реакции синтеза аммиака
Изменение концентраций реагентов и продуктов в
15
реакции синтеза аммиака (N2 + ЗН2 ↔2NH3) по мере
)
исходная
достижения равновесия (при Кр = 8): С (исх
А
(начальная) концентрация вещества А;
[А]- равновесная концентрация вещества А;
)
израсходованная (прореагировавшая) концентрация
С (исх
А
вещества А;
τ0- начальный момент времени (продуктов реакции еще
нет);
τр- момент наступления равновесия (после этого
концентрации остаются постоянными — равновесными);
С ах концентрация вещества А в момент времени τх (в
любой момент времени после начала протекания реакции
до наступления равновесия); Кр- константа равновесия
процесса;
Кр- константа равновесия процесса.
) Решение типовых задач
Пример1. Реакция идет по уравнению 4А(Г) + 3В(Г)↔2D(r) +
F(r).
Исходные концентрации реагентов были:
С (Висх ) = 1,5 моль/л.
С (Аисх ) = 2 моль/л,
Равновесие в системе наступает, когда израсходуется
60% вещества А. Определить:
а) константу равновесия процесса;
б) как и во сколько раз изменится начальная скорость
прямой реакции к моменту наступления равновесия;
в) как изменятся скорости прямой и обратной
реакций при уменьшении давления в 2 раза и куда при
этом сместится равновесие.
Решение:
[ D]2 ⋅ [ F ]
а) К с =
,
[ A] 4 ⋅ [ B]3
находим равновесные концентрации участников реакции
16
C A(изр ) = 0,6 • 2 = 1,2 моль/л;
[A] = С (Аисх ) - C A( изр ) = 2 — 0,6 • 2 = 0,8 моль/л;
[B] = С (Висх ) — С (Визр ) ; на 4 C A( изр ) надо 3С (Визр ) ;
3 (изр )
С (Визр ) =
CA .
4
3
[В] = 1,5 — (0,6 • 2) = 1,5 — 0,9 = 0,6 моль/л.
4
Из четырех C A(изр ) получается два [D],
1
1
поэтому [D]= C A( изр ) = . 1,2 = 0,6 моль/л.
2
2
1
1.
[F] =
0,6 = 0,3 моль/л.
[D]=
2
2
Зная равновесные концентрации
[А] = 0,8; [В] = 0,6; [D] = 0,6; [F] = 0,3,
находим величину константы равновесия:
(0,6) 2 ⋅ 0,3
[ D]2 ⋅ [ F ]
Кс =
=
= 1,22 .
[ A] 4 ⋅ [ B]3 (0,8) 4 ⋅ (0,6)3
Ответ: а) Кр = 1,22,
находим начальную скорость прямой реакции по закону
действующих масс ( V = kC A4 ⋅ CB3 ):
Vнач = к (С Аисх ) 4 ⋅ (СВисх )3 = к (2) 4 ⋅ (1,5)3 = 64к .
Находим скорость этой реакции в состоянии равновесия:
V(р)= к[A]4. [В]3= к(0,8)4. (0,6)3=0,8856 к,
Vнач
64к
=
= 72 раза .
Vр 0,8856к
Ответ: б) скорость прямой реакции в состоянии равновесия
в 72 раза меньше, чем в начальный момент времени;
уменьшение давления для газов означает уменьшение их
концентраций, следовательно
17
1
1
1
A]. [ B]=( )7k[A]4.[B]3= V , где Vпр —
2
2
2
128
скорость прямой реакции,
1
1
1
V
Vобр= к [ D]. [ F]=( )3k[D]4.[F]= , где Vобр — скорость
2
2
2
8
обратной реакции.
Ответ: в) при уменьшении давления в 2 раза скорость
прямой реакции уменьшается в 128 раз, а скорость
обратной — 8 раз. Равновесие в системе сдвигается влево
— в сторону большего объема, так как уменьшение
давления аналогично увеличению объема.
Vпр= к [
Пример 2. Реакция при 20°С идет со скоростью V(20) = 2,4
k, а при 80°С — со скоростью V(80) = 1240k.
Определить:
а) температурный коэффициент скорости реакции
( γ );
б) за какое время пройдет эта реакция при 20 и 50°С,
если при 80°С она проходит за τ(80)=10 с.
V
Решение: а) в соответствии с правилом Вант-Гоффа 2 =
V1
Δt
γ 10 ,
80 − 20
V80
1240
= γ 10 = γ 6 =
= 518;
V20
2,4
в логарифмической форме
γ 6 =518,
2,714
=0,45.
6
По таблице антилогарифмов находим γ = 2,83.
Ответ: a) γ = 2,83;
так
как
время
протекания
реакции
обратно
пропорционально cкорости, то при 200С реакция будет
61g( γ )=lg 518=2,714; lg( γ ) =
18
идти в (1240:2,14) 518 раз дольше, чем при 800С, т.е. τ20=
518, τ80= 518. 10 = 5180 с = 1 ч 26 мин 20 с.
τ 50 V80
80 − 50
=
= (2,83) =
= 2,833 = 22,7( раза) ;
τ 80 V20
10
τ50=22,7х, t80=22,7. 10 = 227 c = 3 мин 47 c.
Ответ: б) эта реакция, протекающая при 800С за 10 с, при
500С будет идти 3 мин 47 с, а при 200 С — 1ч 26 мин 20с.
Задачи для самостоятельной работы
1. Что понимается под скоростью химической реакции? От
каких факторов зависит скорость химической реакции?
2. Во сколько раз возрастает скорость реакции при
повышении температуры от 10 до 100°С, если
температурный коэффициент равен 2?
3. Как изменится скорость реакции между сернистым
ангидридом и кислородом 2SО2 + О2 ↔ 2SO3, если
уменьшить объем газовой смеси в 3 раза?
4. Температурный коэффициент равен 2. Как и во сколько
раз изменится скорость данной реакции при охлаждении
системы от 100 до 60°С?
5. Куда сместится равновесие реакции при повышении
температуры и давления:
а)СО2 газ + Ств ↔ 2СОгаз;
б) СаСО3 тв ↔ СаОтв + СО2 (г)?
6. При температуре 150°С реакция заканчивается в 16 мин.
Если температурный коэффициент реакции равен 2, через
сколько минут закончилась бы эта же реакция при
температуре 200°С? Процесс эндотермический.
7. Что понимается под химическим равновесием?
8. Равновесие реакции Н2+ I2 ↔2HI установилось при
следующих концентрациях участвующих в ней веществ:
[Н2] = 0,25 моль/л, [I2] = 0,05 моль/л, [HI] = 0,9 моль/л.
Определить исходные концентрации иода и водорода.
9. Газовая смесь состоит из водорода и хлора. Реакция идет
19
по уравнению: Н2+С12 ↔ 2НС1. Как изменится скорость
реакции, если давление газовой смеси увеличить в 3 раза?
10. Равновесие реакции 2SO2 + О2 ↔ 2SO3 установилось
при следующих концентрациях реагирующих веществ:
[SO2] = 0,03 моль/л, [О2] = 0,03 моль/л, [5О3] = 0,01 моль/л.
Вычислить константу равновесия.
11. Как изменится скорость реакции 2SО2 + О2 ↔ 2SО3,
протекающей в закрытом сосуде, если уменьшить объем
газовой смеси в 4 раза?
12. Почему изменение давления в 2 раза смещает
равновесие реакции 2NO + О2↔ 2NO2 и не смещает
равновесия реакции N2 + O2↔2NO? Доказать это расчетом,
вычислив изменение скоростей прямых и обратных
реакций при повышении давления в 2 раза.
13. Во сколько раз увеличится скорость реакции, если
повысить температуру на 30°С, а температурный
коэффициент равен 3?
14. При некоторой температуре равновесие реакции
установилось при следующих
2NO+O2 ↔ 2NO2
концентрациях реагирующих веществ:
[NO] = 0,2
моль/л, [О2] = 0,1 моль/л, [NO2] =0,1 моль/л. Указать
первоначальную концентрацию окиси азота.
15. Написать выражения констант равновесия для
следующих систем:
а)2Н2 + O2↔2H2O(пар);
б)С02 + Ств↔2СО;
t 0C
в)СаСО3 тв ←⎯→
⎯ СаОтв+СО2.
16. Экзотермическая реакция (оптимальный режим)
протекает при температуре 190°С за 10 мин. Через сколько
минут она закончится, если температуру повысить до
220°С, а температурный коэффициент равен 3?
17. Реакция восстановления двуокиси углерода углем
выражается уравнением СО2 + Ств ↔ 2СО. Нарушится ли
равновесие при повышении давления? Написать
20
выражение для константы равновесия.
18. Какому правилу подчиняется зависимость скорости
реакции от температуры? Сформулируйте его.
19. Константа равновесия реакции N2 + ЗН2 ↔ 2NH3 равна
0,1 при температуре 400°С. Равновесные концентрации
[Н2] = 0,2 моль/л, [NН3]= 0,08 моль/л. Вычислить
равновесную концентрацию азота.
20. Выразить математически скорость следующих реакций,
протекающих в гомогенной среде:
а) А + В ↔АВ;
г)2NO + О2 ↔2NO2;
д) N2 + 3H2 ↔ 2NH3.
б) А + 2В ↔ АВ2;
в) N2 + О2 ↔ 2NO;
21. Как зависит скорость химической реакции от
температуры?
22. Во сколько раз увеличится скорость реакции, если
увеличить температуру на 30°С, а температурный
коэффициент скорости равен 2?
23. Во сколько раз реакция горения в чистом кислороде
протекает быстрее, чем в воздухе?
24. Написать выражения констант равновесия для
следующих обратимых реакций:
в)Н2 + С12 ↔ 2НС1;
a)N2 + O2 ↔ 2NO;
г)СО2 + H2 ↔ СО + Н2О.
б) N2 + ЗН2 ↔ 2NН3;
25. Система 2NO2 ↔ N2O4 находится в равновесии. Куда
сдвинется равновесие при увеличении давления?
26. Как повлияет изменение температуры и давления на
системы:
а) N2 + ЗН2 ↔ 2NH3,
∆Н 0298 =-46,36 кДж/моль;
∆Н 0298 = +10,97 кДж/моль.
б) N2 + О2 ↔ 2NО,
27. Как изменятся скорости прямой и обратной реакций в
равновесной системе N2 + 3Н2= 2NН3 с увеличением
объема газовой смеси в 3 раза?
28. Реакция протекает по уравнению А2 + В2 ↔ 2АВ.
Определить константу равновесия, если равновесные
21
концентрации равны: [А2] = 0,2 моль/л, [В2] = 0,3 моль/л,
[АВ] = 0,25 моль/л.
29. Реакция протекает по уравнению А + В = 2С.
Константа равновесия равна 4. Определить равновесные
концентрации веществ, если исходные концентрации
равны (моль/л): СА = 5; Св=4.
30. Как изменится скорость реакции 2NO + О2 ↔ 2NO2,
если увеличить концентрацию NO2 в 2 раза; одновременно
увеличить в 3 раза концентрации NO и О2?
Раздел 2. СТРОЕНИЕ АТОМА И ХИМИЧЕСКАЯ
СВЯЗЬ
Тема 2. Строение атома
V Вопросы для самостоятельной работы
1. Современные представления о строении атомов.
2. Состав атомного ядра. Изотопы. Изобары.
3. Квантово-механическая модель строения атома.
4. Квантовые числа.
5. Основные правила заполнения электронных
оболочек: принцип Паули, правило Хунда, принцип
наименьшей энергии.
6. Составление электронных формул. Электронноструктурные схемы атомов.
7. Какова форма s- и р-электронных облаков?
8. Какое максимальное число электронов на s-, p-, d-,
f-подуровнях?
9. Дать понятие «полные», «неполные» электронные
аналоги. Привести примеры.
10. Физический смысл порядкового номера
химического элемента. Современная формулировка
периодического закона Д.И. Менделеева.
При выполнении контрольного задания по теме
«Строение атомов и систематика химических элементов»
22
необходимо изучить основные вопросы данной темы:
современные представления о строении атомов, квантовый
характер поглощения и излучения энергии, характер
движения электронов в атоме, электронное облако,
квантовые числа, форма орбиталей.
Необходимо знать основные правила заполнения
электронных оболочек. Принцип Паули, правило Хунда,
принцип наименьшей энергии; уметь составлять
электронные
формулы;
Периодический
закон,
периодическую систему химических элементов Д. И.
Менделеева на основе строения атома; периодичность
свойств элементов; структуру периодической системы;
потенциал
ионизации,
сродство
к
электрону;
электроотрицательность.
) Решение типовых задач
Пример1. Написать электронную формулу атома гелия.
Решение. Главное квантовое число n =1, орбитальное
число l = n-1=0, что отвечает s-состоянию. Таким образом,
электронная формула атома гелия (Не) 1s2, где индекс 2
указывает на число электронов, находящихся на 1s
орбитали.
Пример 2. Написать электронную формулу иона Mg2+.
Решение. Атом магния имеет электронную формулу
1s22s22p63s2, отдавая 2 электрона с подуровня 3s2, атом
→
магния превращается в ион Mg°-2 е → Mg2+. Электронная
формула иона Mg2+ 1s22s22p6.
Пример 3. Написать электронную формулу атома железа.
Как распределяются в нем электроны d-подуровня, какова
высшая валентность железа?
Решение. В зависимости от значения n электроны в атоме
23
железа по слоям K,L,M,N распределяются так: 2, 8, 14, 2
(заряд ядра атома равен 26). Электронная формула
1s22s22p63s23p63d74s2. Энергетически наиболее выгодное
распределение d-электронов
3d6
↑↓
↑
↑
↑
↑
При возбуждении 4s2 подуровня один s-электрон
переходит на 4р-подуровень, общее число неспаренных
электронов равно 6, что и соответствует высшей
валентности железа.
Задачи для самостоятельной работы
1. Написать электронные формулы атомов с порядковыми
номерами 7, 16, 24, 25. С точки зрения строения атома
объяснить понятия «полные», «неполные» аналоги.
2. Написать электронные формулы атомов кремния и
титана. К какому электронному семейству относится
каждый из этих элементов?
3. Как изменяются свойства элементов с увеличением
заряда ядра:
а) в пределах периода;
б) в главных подгруппах.
4. Квантовые числа. Как с их помощью характеризуется
положение электронов в атоме?
5. Дать определение атомным орбиталям. Сколько
атомных орбиталей может быть на третьем и четвертом
энергетических уровнях?
6. В чем заключается принцип Паули? Чему равно
максимально возможное число электронов на пятом
энергетическом уровне?
7. Что называется ионизационным потенциалом? Как
изменяется значение ионизационного потенциала в
24
периодах и подгруппах периодической системы
элементов?
8. Что называется сродством к электрону? Как изменяется
значение сродства к электрону в периодах и подгруппах
Периодической системы элементов?
9. Что такое электроотрицательность? Как изменяется
значение
электроотрицательности
в
периодах
и
подгруппах Периодической системы?
10. Какое максимальное число электронов может находиться на s-, р-, d-, f-энергетических подуровнях атомов?
11. Написать электронные формулы атомов с порядковыми
номерами 10 и 22. К какому электронному семейству (по
формирующемуся электронному слою) относится каждый
из этих элементов?
12. Каковы электронные формулы атомов радия и германия? Сколько неспаренных электронов имеет каждый из
этих атомов? Объяснить переменность валентности
германия с помощью постулата о возбуждении атомов.
13. Написать электронные формулы атомов азота и серы.
Сколько неспаренных электронов имеет каждый из этих
атомов? Какие спин-валентности может иметь атом серы?
14. Написать электронные формулы атомов марганца и
мышьяка. Какое правило используют для определения
количества неспаренных электронов у каждого из этих
атомов?
15. Как изменяются значения атомных радиусов в периодах и подгруппах?
16. Назовите атомы d-элементов, у которых наблюдается
провал s-электронов на d-подуровень.
17. Напишите современную формулировку периодического закона. Каково значение периодического закона?
18. Составить электронные формулы атомов скандия и
галлия. Являются ли они аналогами?
19. Найти в периодической системе элементы, электронная
25
формула которых nр3.Напишите их химические знаки и
полную формулу одного из этих элементов.
20. Найти в периодической системе элемент, в атоме
которого завершается заполнение электронами третьего
квантового уровня. Написать полную электронную
формулу атомов этого элемента.
21. Написать электронную формулу атома кобальта и иона
Со2+.
22. Написать электронную формулу атома хрома и ионов
Сr3+ и Сг+6.
23. Найти в периодической системе элемент, в атоме
которого завершается заполнение электронами второго
квантового уровня. Написать электронную формулу атома
этого элемента.
24. Сколько и какие значения может принимать магнитное
квантовое число m1 при орбитальном квантовом числе
1=0,1,2,3?
25. Какие элементы в периодической системе называются
s, p, d, f-элементами? Привести примеры.
26. Какие значения могут принимать квантовые числа,
характеризующие состояние электронов в атоме?
27. Строение электронного слоя атома одного элемента
3d54s2, a другого — 4s24р5.Написать полные электронные
формулы этих элементов. В каком случае будет
наблюдаться аналогия в свойствах данных элементов?
28. Принцип наименьшей энергии. Объяснить порядок
формирования подуровней: а) 3d и 4s; б) 3d и 4р.
29. Какой подуровень заполняется в атоме после
заполнения подуровней 5р и 5d?
30. Для атома углерода возможны два различных
электронных состояния:
1s2 2s2 2p2 и 1s2 2s12p3.Как
называются эти состояния атома? Как перейти от первого
состояния ко второму?
26
Тема 3. Химическая связь
V Вопросы для самостоятельной работы
1. Периодичность свойств элементов: энергия и потенциал
ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность.
2. В чем сущность метода валентных связей (ВС)?
3.Свойства
ковалентной
связи:
насыщенность,
направленность, поляризуемость.
4. Гибридизация атомных орбиталей. δ-, π-связи.
5. Полярность ковалентной связи. Полярные и неполярные
молекулы. Ионная связь.
6. Донорно-акцепторный механизм образования связи.
7. Водородная связь. Биологическое значение водородной
связи.
При выполнении контрольного задания по теме
«Химическая
связь»
необходимо
знать
природу
химической связи, метод валентных связей (ВС),
образование
химических
связей,
направленность
химической связи, типы связей (σ-, π-связи), донорноакцепторный механизм образования связи, определение
валентности по методу ВС, метод молекулярных
орбиталей (МО), кратность связи в МО, энергетические
диаграммы.
Гибридизация атомных орбиталей. Пространственное
расположение атомов и молекул.
Полярность ковалентной связи. Дипольный момент.
Полярные и неполярные молекулы. Ионная связь.
Водородная связь, биологическая роль водородной связи.
Характеристика веществ с различным типом химических
связей.
) Решение типовых задач
Пример I. Какую ковалентность может проявлять бром в
27
своих соединениях?
Решение. Электронная формула атома брома 4s2 4p5.
Ковалентность
определяется
числом
неспаренных
электронов (по методу ВС). Ковалентность равна 1. Но
бром может проявлять ковалентность, равную 3 и выше. У
атома брома есть свободные d-орбитали на четвертом
энергетическом уровне. При переходе одного из рэлектронов на d-подуровень в неспаренном состоянии
окажутся три электрона. При переводе второго р-электрона
в возбужденное состояние в неспаренном состоянии
окажутся пять электронов. Ковалентность, равную семи,
можно объяснить теоретически, но такое состояние
неизвестно.
4s
4p
↑↓
↑↓
4p
↑↓
4p
4d
4d
4d 4d
↑
Электронные формулы
значениям ковалентности:
I.....4s24p5
3.... 4s24p44d1
5... 4s24p34d2
7.... 4s14p34d3
4d
брома,
соответствующие
Реально существующие
Пример 2. Какая из связей Н — N, Н — S, Н — Те, Н — Li
является наиболее полярной? К какому из атомов смещено
молекулярное электронное облако в каждом из
приведенных примеров?
Решение. Чтобы определить характер связи, необходимо
найти разность относительных электроотрицательностей
(∆ОЭО) в приведенных парах, используя табличные
28
данные:
а) ∆ОЭО Н — N = 3,0 — 2,1 = 0,9;
б) ∆ОЭО Н — S = 2,5 — 2,1 = 0,4;
в) ∆ОЭО Н — Те= 2,1 — 2,1 = 0,0;
г) ∆ОЭО Н — Li=2,1–1,0=1,1.
Чем больше разность электроотрицательностей, тем
более полярна связь. Наиболее полярна связь Н — Li.
Молекулярное электронное облако смещается в сторону с
большей электроотрицательностью, т.е. к азоту в первом
примере
Н → N; к сере Н →S; к водороду Н → Li. Молекулярное
электронное облако находится на одинаковом расстоянии
от Н и от Те.
Задачи для самостоятельной работы
1. Какие виды химических связей вы знаете? Какую
химическую связь называют ковалентной? Какие
особенности характерны для ковалентной связи?
2. Исходя из метода ковалентных связей, нужно сделать
вывод о возможных валентностях марганца, кобальта в
нормальном и возбужденном состояниях.
3. Написать электронные формулы фтора и хлора и
определить возможные валентности этих элементов в
нормальном и возбужденном состояниях.
4. Образование ковалентной связи по донорноакцепторному механизму. Привести примеры соединений,
объяснить механизм их образования.
5. Какую ковалентную связь называют σ -связью, какую π связью? Ответ подтвердить конкретным примером.
6. sp1-гибридизация. Привести примеры молекул, при
образовании которых происходит sp1 -гибридизация
атомных орбиталей. Какова структура этих молекул?
7. Привести примеры молекул, в атомах которых
наблюдается sp2-гибридизация. Какова структура этих
29
молекул?
8. sp3-гибридизация атомных орбиталей. Привести
примеры молекул, в атомах которых наблюдается sp3 гибридизация. Какова структура этих молекул?
9. Определить тип химической связи между атомами в
молекулах CH4, H2S. Какова структура этих молекул? В
какой из них наблюдается гибридизация атомных
орбиталей?
10. Что называется электрическим моментом диполя
молекулы? Какая из молекул Н2О, H2S, H2Se имеет
наибольший дипольный момент?
11. Что называется электроотрицательностью? Как с
помощью этой величины объяснить последовательность в
изменении дипольных моментов молекул HF, НС1, HBr,
HI?
12. Какая химическая связь называется ионной? Механизм
ее образования. Особенности ионной связи. Привести
конкретный пример.
13. В каком направлении будет меняться характер
химической связи по ряду NaCl → MgCl2 →AlCl3 → SiCl4
→ PCl5 → SCl2 →Cl2?
14. В каких фторидах связь элемент — фтор будет носить
ионный характер: NaF, A1F3, CF4, BaF2, NF3, F2О?
15. Какая из связей Са — H, С — S, I — Cl является
наиболее полярной? К какому из атомов смещено
молекулярное электронное облако?
16. В каком из приведенных соединений LiF, BeF2, BF3,
CF4 связь Э-F больше приближается к ковалентной?
17. Какую форму могут иметь трехатомные молекулы типа
АВ2? Рассмотреть на примерах молекул ВеС12, ZnBr2, СО2,
Н2О.
18. Какие электроны (Рх, Ру, Pz) участвуют в образовании
σ- и π -связей в молекуле азота?
19. Объяснить образование химической связи в молекуле
30
воды. Чем объяснить отличие валентного угла в воде
(104,50) от прямого?
20. Как образуются химические связи в молекулах NH3 и
ВСl3, какова структура этих молекул?
21. Описать методом МО образование молекулы Н2.
22. Разместить электроны на молекулярных орбиталях в
молекуле N2. Изобразить схему образования орбиталей в
молекуле из атомов азота.
23. Расположить электроны на молекулярных орбиталях в
молекуле О2. Изобразить схему образования молекулярных
орбиталей в этой молекуле.
24. Изобразить энергетическую схему образования
молекулы F2 по методу МО. Сколько электронов
находится на связывающих и разрыхляющих орбиталях?
25. Построить энергетическую диаграмму Li2 и указать,
будет ли молекула диамагнитна.
26. Будет ли существовать молекула Ве2?
27. Перекрыванием каких атомных орбиталей образуется
химическая связь в соединении HgCl2? Какова структура
этой молекулы? Полярна ли она?
28. Металлическая связь, какие свойства металлов она
обусловливает? Привести примеры.
29. Определить типы химической связи Н2О, Н3О+, NH +4 ,
HNO3, O2, СО, СО2.
Раздел 3. РАСТВОРЫ
Тема 4. Понятие эквивалента и молярной массы
эквивалента
В Международной системе единиц эквивалентом
называют реальную или условную частицу вещества,
31
которая в реакции замещения равноценна одной единице
валентности, одному катиону водорода в кислотноосновной реакции или одному электрону в реакции
окисления-восстановления.
Эквивалент обозначается Эв, где в — формула вещества, например, ЭНСl = 1 НС1. Если формула вещества большая, её можно записы-вать в строчку, например:
Э(СН3СООН) = 1 СН3СООН.
Количество вещества эквивалента обозначают nэк
(В), где В — формула вещества. Масса одного моль
эквивалента вещества называется молярной массой
эквивалента и обозначается Мэк (В). Молярная масса
эквивалента рассчитывается как произведение молярной
массы вещества на фактор эквивалентности: Мэк (В) = fэк х
Мв, где MB — молярная масса вещества.
q ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 2
Определение молярной массы эквивалента цинка
Собрать прибор в соответствии с рис. 4 и проверить
его на герметичность.
Наполнить колбу аспиратора водой почти полностью
и закрыть ее пробкой с газоотводными трубками. При
открытом зажиме (3) заполнить сифонную трубку водой.
Выдувать воду через горлышко колбы Вюрца. Закрыть
зажим. Плотно закрыть колбу резиновой пробкой.
Проверить прибор на герметичность. Для этого
необходимо открыть зажим. Если прибор не пропускает
воздух, то лишь немного воды вытечет через сифон, и
через несколько секунд она перестанет течь. Если же
прибор не герметичен, то следует проверить все пробки,
трубки и при необходимости сменить их.
После проверки прибора на герметичность закрыть
зажим (3). Налить в колбу Вюрца 15–20 мл соляной
32
кислоты (1:1) так, чтобы не смочить стенок горла колбы.
Плотно закрыть колбу Вюрца пробкой и привести
давление внутри прибора к атмосферному, для чего, не
закрывая зажим, опустить конец сифона в воду и поднять
стакан-приемник так, чтобы вода в нем и колбе аспиратора
находилась на одном уровне, и в этот момент снова
закрыть зажим. Воду из стакана вылить, подставить его
под сифон. Налить в стакан-приемник 100 мл
водопроводной воды мерным цилиндром. Взвесить с
точностью до 0,01 г маленький кусочек гранулированного
цинка. Вынув пробку из колбы Вюрца, внести в колбу
цинк, быстро плотно закрыть ее пробкой, и тут же
открыть зажим, иначе колба может разорваться. Зажим
повесить на сифоне.
Рис.4. Прибор для определения эквивалентной массы
металлов:
1 — колба Вюрца; 2 — колба аспиратора;
3 — сифонная трубка с зажимом; 4 — стакан-приемник
При
взаимодействии
цинка
с
кислотой
выделяющийся водород вытесняет воду из аспиратора в
приемный стакан через сифон, конец которого в стакане
должен находиться ниже уровня воды. Необходимо
следить, чтобы кончик сифона все время находился в воде.
Дав реакции пройти до конца (цинк должен
полностью раствориться), а нагревшейся колбе — остыть
до комнатной температуры, привести воду в приемнике в
33
аспираторе к одному уровню, чтобы давление газа в
аспираторе соответствовало атмосферному. Закрыть зажим
на сифонной трубке аспиратора. Измерить мерным
цилиндром воду в стакане-приемнике, вычесть 100 мл,
налитых предварительно. Этот объем воды будет равен
объему водорода, выделившегося в результате реакции при
комнатной температуре.
Данные опыта и результаты расчетов:
1. Масса цинка, mzn, г;
2. Количество воды в колбе-приемнике, мл:
а) до начала реакции, V1;
б) после окончания реакции, V2;
3. Практически измеренный объем водорода, мл: Vн2= V2V1;
4. Температура опыта, °С, t°;
5. Абсолютная температура опыта, К,Т = Т0 + t°;
6. Атмосферное давление, мм рт.ст., Ратм;
7. Парциальное давление паров воды при 1°С, h (табл.3);
8. Парциальное давление водорода в аспираторе, мм рт.ст.,
Рн2 = Ратм - h;
9. Объем водорода при нормальных условиях, мл,V0;
10. Эквивалентный объем водорода, Эv=11200 мл;
11 Молярная масса эквивалента цинка (г), измеренная
практически, МэКnр(Zn);
12. Абсолютная ошибка опыта, г, ∆МА = Мэк. т — Мэк. пр,
— молярная масса эквивалента цинка
где
Мэк т
теоретическая (32,7 г/моль),
— практически измеренная молярная масса
Мэк. пр
эквивалента цинка;
13. Относительная ошибка опыта, %, ∆МО.
34
Таблица 3. Зависимость давления насыщенного водяного
пара (h) от температуры (t0C), мм рт.ст
Десятки
Единицы градусов
градусов 0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
9,2 9,6 10,5 11,2 12,0 12,8 13,6 14,5 15,6 16,5
20
17,5 18,6 19,7 21,1 22,4 23,8 25,2 26,7 28,3 30,01
Расчеты
1. Привести измерительный объем водорода (VН) к
нормальным условиям, используя уравнение газового
РV
РV
,
состояния: 0 0 =
То
Т
РVT0 РТ 0
откуда V0=
=
⋅V = k ⋅V ,
P0Т
Р0Т
РТ
где
k= 0
(k — коэффициент приведения объема
Р0Т
водорода к нормальным условиям, зависящий от Ратм, t°C и
h);
Р0 = 760 мм рт.ст., Р = РН2 = (Ратм — h) мм рт.ст.,
То =27 К, Т = (Т0 + t°C).
2. По закону эквивалентов для реакций с участием
газов
mZn ⋅ ЭV ( H 2 )
VO ( H 2 )
mzn
=
находим ЭZn=
.
M ' экZn ЭV ( H 2 )
VО ( H 2 )
Эпр).
3. Находим абсолютную ошибку опыта: А = (Эт –
4 Находим относительную ошибку опыта, %: К =
A
. 100.
ЭТ
35
"
Решение типовых задач
Пример 1.
При растворении 0,0547 г металла в кислоте
выделилось 50,4 мл водорода, измеренного при
нормальных условиях. Вычислить молярную массу
эквивалента металла.
Решение. Составить схему реакции и заполнить ее
согласно условию задачи:
0,0547 г
50,4 мл
Me + кислота → соль + Н2
Хг
ЭvН2 = 11200 мл
Если одно из веществ находится в газообразном
состоянии, то математическое выражение закона
эквивалентов имеет следующий вид: mB/Mэкв(B) =V/Эv,
следовательно,
0, 0547/Мэкв(Ме) = 50,4/11200.
Мэкв(Ме) = 0,0547x11200/50,4 = 12,16 г/моль.
Пример 2.
При окислении 1 г меди образовалось 1,126 г оксида.
Вычислить молярную массу эквивалента меди и
валентность меди, составить формулу оксида.
Решение. Зная массу меди и массу полученного оксида,
найти массу вступившего в реакцию кислорода: m0 =
mоксида — mме = 1,126 — 1 = 0,126 г. Молярная масса
эквивалента кислорода является величиной постоянной,
Мэкв (О) = 8 г/моль.
Далее составить схему реакции и заполнить ее согласно
условию задачи:
1г
0,126 г
Сu + О2...→ оксид Сu
X
8 г/моль
По закону эквивалентов m (Сu) / Мэк (Сu) = m (О2) / Мэк
(О2).
36
1/Мэкв (Сu) = 0,126/8;
Мэкв (Сu) =1x8/ 0,26 = 63, 5 г/моль
Молярную
массу
эквивалента
элемента
рассчитывают по формуле Мэкв(эл) = M/z, z = М/М экв
(эл),
отсюда z = 63, 5/ 63, 5 = 1.
Формула оксида меди Сu2О.
Пример 3.
Оксид трехвалентного элемента содержит 31,58%
кислорода. Определить молекулярную массу эквивалента,
молярную массу эквивалента оксида, назвать элемент.
Решение. Согласно условию задачи, на 31,58 массовой
части (или грамма) кислорода приходится 100 — 31,58 =
68,42 массовой части (или грамма) элемента. По закону
эквивалентов
31,58/8 = 68,42/Мэкв (эл);
m1/Мэкв1, = m2/ Мэкв2;
Мэкв(эл) = 8 х 68,42/31,58 = 17,33 г/моль.
Молярную
массу
эквивалента
элемента
рассчитывают по формуле
Мэкв (эл) = М(эл)/z, отсюда
М (эл) = Мэкв (эл)/z; М (эл) = 17,33 х 3 = 51,99 г/моль.
Найти в периодической системе элементов: молярной
массе 51,99 г/моль соответствует элемент хром. Формула
оксида хрома Сr203. Рассчитать молярную массу
эквивалента оксида хрома Сr2О3 можно двумя способами:
а) М экв (окс) = М экв (эл) + М экв (О),
М экв (Сr2O3) = М экв (Сr) + М экв (О) = 17,33 + 8 = 25,33
г/моль;
б) М экв (окс) = М / n, где n — это число единиц
валентности Me, или для оксидов — удвоенное число
атомов кислорода.
М экв (Сr2О3) = (2 x 52) + (3 х16)/2 х 3 = 152/6 = 25,33
г/моль.
37
Пример 4.
Определить процентное содержание кислорода в
оксиде металла, зная, что молярная масса эквивалента
металла равна 20г/моль. Какой это металл, если его
валентность равна II ?
Решение. Зная валентность и молярную массу эквивалента
элемента:
М = Мэкв (эл) х;
М = 20.2 = 40 г/моль; М = 40 г/моль → М (Са) = 40 г/моль.
Формула оксида СаО. Чтобы определить процентное
содержание кислорода в оксиде кальция, необходимо
рассчитать молярную массу оксида и составить
пропорцию:
М (Са) = 40 + 16 = 56 г/моль
56 г — 100%
16г — х %
х = 28,57%
Задачи для самостоятельной работы
1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу
эквивалента азота в соединениях AgNO3, NО2, KN02, N2O,
NH3.
2. Определить фактор эквивалентности и молярную массу
эквивалента азота в азотистой и азотной кислотах.
3. Определить фактор эквивалентности и молярную массу
эквивалента серы в соединениях H2S2O7, SO2 K2S, NaSO4.
4. Определить фактор эквивалентности и молярную массу
эквивалента серы в серной и сернистой кислотах.
5. Определить фактор эквивалентности и молярную массу
эквивалента фосфора в оксидах Р2О3, P2O5.
6. Определить фактор эквивалентности и молярную массу
эквивалента фосфора в фосфорной и фосфористой
кислотах.
7. Определить фактор эквивалентности и молярную массу
38
эквивалента гидроксида железа в реакциях:
a)Fe(ОН)3 +HC1 →…
б)Fe(OH)3+2HCl →…
в)Fе(ОН)3 +3НС1 →…
8. Определить фактор эквивалентности и молярную массу
эквивалента каждого из перечисленных соединений:
Bi(NO3)3, Са(ОН)2, С12О7, H3AsO4, A1(OH)3, Na3HO4, PbO2,
HCN.
9. Определить фактор эквивалентности и молярную массу
эквивалента гидроксида магния в реакциях:
a)Mg(OH)2 + HCl →…
б) Mg(OH)2 + H2SO4 →…
10. Одно и то же количество металла соединяется с 0,2 г
кислорода и с 3, 173 г одного из галогенов. Определить
молекулярную массу галогена и назвать его.
11. При сгорании 5 г алюминия образуется 9,44 г оксида
алюминия. Определить молярную массу эквивалента
алюминия.
12. Определить молярную массу эквивалента ортофосфорной кислоты в зависимости от реакции и дописать
уравнения реакции:
а) Н3Р04 + NaOH →…
б) Н3Р04 + 2NaOH →…
в) Н3РО4 + 3NаОН →…
13. Сколько литров кислорода расходуется при сгорании
21 г магния, молярная масса эквивалента которого равна
12 г/моль?
14. Определить молярную массу эквивалента Н2СО3 в
реакции:
Н2СО3 + NaOH= NaHCO3 + Н2О.
15. Сульфид металла содержит 53% металла. Определить
молярную массу эквивалента металла, если молярная
масса эквивалента серы равна 16 г/моль.
16. Мышьяк образует два оксида, один из которых
39
содержит 65,2% мышьяка, а другой — 75%. Определить
молярные массы эквивалента мышьяка в оксидах.
17. Определить молярную массу эквивалента железа в его
оксиде, содержащем 30% кислорода. Какую валентность
имеет железо в этом оксиде?
18. 0,18 г двухвалентного металла взаимодействуют с 84
мл кислорода (н.у.). Вычислить молярную массу
эквивалента металла и назвать его.
19. При сгорании 0,12 г четырехвалентного элемента
образовалось 0,44 г оксида. Вычислить молярную массу
эквивалента элемента и назвать его.
20. Определить молярную массу эквивалента металла, 6 г
которого вытесняют из кислоты 0,5 г водорода.
21. Написать уравнение реакции взаимодействия
гидроксида железа с соляной кислотой, при которой
образуется:
а) хлорид железа (II);
б) гидроксид железа (II). Вычислить молярную массу
эквивалента Fe(OH)2.
22. Вычислить молярную массу эквивалента серной
кислоты в реакциях, описанных уравнениями:
a)NaOH + H2 SO4 →…
б) Cu(OH)2 + H2SO4 →…
в) 2NaOH + Н2SО4 →…
23. 0,36 г трехвалентного металла образуют 0,68 г оксида.
Определить молярную массу эквивалента элемента и
назвать его.
24. Из 0,98 г кислоты вытеснено алюминием 224 мл
водорода, измеренного при нормальных условиях.
Вычислить молярную массу эквивалента кислоты.
25. При нейтрализации кислоты едким натрием на 1, 575 г
кислоты идет 1 г едкого натрия. Вычислить молярную
массу эквивалента кислоты.
26. При растворении в кислоте 2,92 г металла выделяется 1
40
л водорода, измеренного при нормальных условиях.
Вычислить молярную массу эквивалента металла. Какой
это металл, если его валентность II?
27. Определить эквивалент и молярную массу эквивалента
каждого из предложенных соединений: Al2S3, Ag2O,
Ва(ОН)2, К2СО3, НС1О4, Fe(OH)3, Мn2О3, Н2СrО4.
28. При взаимодействии 3,24 г двухвалентного металла с
водой выделилось 0,162 г водорода при нормальных
условиях. Вычислить молярную массу эквивалента и
молярную массу металла.
29. 1 г металла соединятся с 1,78 г серы или 8,89 г брома.
Вычислить молярную массу эквивалента брома и металла,
если известно, что молярная масса эквивалента серы равна
16 г/моль.
30. При разложении некоторого количества оксида
одновалентного металла образовалось 2,158 г металла и
112 мл кислорода, измеренного при нормальных условиях.
Вычислить молярную массу эквивалента металла, назвать
металл.
31. Оксид четырехвалентного элемента содержит 53,3%
кислорода. Определить молярную массу эквивалента
элемента, молярную массу эквивалента оксида, назвать
элемент.
32. При соединении 2,52 г железа с хлором образовалось
7,32 г хлорида железа. Определить молярную массу
эквивалента железа, его валентность, если молярная масса
эквивалента хлора равна 35,5 г/моль.
33. Вычислить процентное содержание серы в сульфиде
двухвалентного металла, если молярная масса эквивалента
этого металла равна 29,355 г/моль. Какой это металл?
34. При взаимодействии с кислотой 5,01 г двухвалентного
металла выделилось 2800 мл водорода, измеренного при
нормальных условиях. Вычислить молярную массу
эквивалента металла, назвать металл.
41
35. На восстановление 8,063г оксида четырехвалентного
металла требуется 4,48 л водорода, измеренного при
нормальных условиях. Вычислить молярную массу
эквивалента металла, молярную массу эквивалента оксида,
назвать металл.
36. Гидрид двухвалентного металла содержит 4,76%
водорода. Определить молярную массу эквивалента
металла, молярную массу эквивалента гидрида, назвать
металл.
37. Вычислить процентное содержание кислорода в оксиде
четырехвалентного металла, если молярная масса
эквивалента металла равна 29,4 г/моль. Определить
название металла, составить формулу его оксида.
Тема 5. Концентрации растворов
Цель изучения темы — ознакомиться с важнейшими
способами выражения концентрации растворов, научиться
рассчитывать концентрации и готовить растворы заданной
концентрации.
Концентрацией раствора называется количество
вещества, содержащееся в единице массы или объема
раствора. Концентрации выражаются многими способами.
Наиболее часто пользуются следующими:
1) процентная (массовая доля вещества) выражается
числом граммов растворенного вещества, содержащегося в
100 г раствора;
2) молярная концентрация выражается числом моль
растворенного вещества, содержащегося в 1 л раствора;
3) моляльная концентрация выражается числом моль
растворенного вещества в 1 кг растворителя;
4)молярная концентрация эквивалента выражается
числом моль эквивалентов вещества в 1 л раствора;
5) титр выражается числом граммов растворенного
42
вещества в 1 мл раствора.
Плотность ρ — это масса единицы объема раствора
(г/мл). Практически плотность раствора измеряется
ареометром, использование которого основано на законе
Архимеда. В расширенной части ареометра находится
груз, а в верхней узкой трубке — шкала с делениями в
единицах плотности. Ареометр погружается в раствор на
глубину, которая зависит от плотности раствора (чем выше
плотность, тем меньше глубина погружения). Поверхность
жидкости «показывает» на шкале ареометра величину
плотности раствора.
q ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3
Приготовление раствора поваренной соли (NaCl)
заданной концентрации
) Решение типовых задач
Задача. Сколько миллилитров 24%-го раствора NaCl (ρ =
l,184 г/мл) нужно взять, чтобы приготовить 250 мл 8%-го
раствора (ρ = 1,059 г/мл)?
Решение. 1. Находим массу NaCl, которая будет
содержаться в 250 мл 8% - го раствора: mр-ра= V • ρ = 250
мл • 1,059 г/мл = 264,75 г.
8 г NaCl —
100 г р-ра
X г NaCl
—
264,75 г р-ра
8 ⋅ 264,75
=21,18 г (NaCl)
Х=
100
2. Сколько граммов 24%-го р-ра NaCl потребуется для
приготовления 250 мл 8%-го р-ра?
24 г NaCl
—
100 г р-ра
21,18 г NaCl —
X г р-ра
21,18 ⋅ 100
х=
= 88,25 г (р-ра)
24
3. Найти объем 24%-го р-ра NaCl делением массы р-ра на
43
плотность:
m р − ра
Vр-ра=
=
88,25г
=74,54мл
ρ
1,184 г / мл
Данный объем 74,54 мл р-ра NaCl (24%-го) замерить
маленьким цилиндром и перенести в большой цилиндр,
довести объем водой до 250 мл. Раствор хорошо
перемешивать.
Замерить ареометром плотность полученного
раствора и рассчитывать относительную ошибку:
ρ − ρ п ⋅ 100
П= Т
,
ρт
где П — относительная ошибка по удельному весу, %.
Для полученного раствора определить молярную,
эквивалентную концентрации и титр раствора.
V Вопросы для самостоятельной работы
1. Растворы, их место среди других многокомпонентных
систем.
2. Физическая и химическая теории растворов.
3. Коллигативные свойства растворов. Закон Рауля.
Эбулиоскопическая и криоскопическая константы.
4. Осмотическое давление. Роль осмотического давления в
биологических системах.
5. Роль водных растворов в биологических системах.
6. Способы выражения процентной, моляльной и молярной
концентрации эквивалента растворов (нормальной). Титр
раствора.
В химии применяют следующие концентрации
растворов: процентная,
молярная
концентрация
эквивалента (нормальная).
Процентная концентрация выражается числом
граммов растворенного вещества, содержащихся в 100 г
44
раствора. Например, 12%-й раствор поваренной соли —
это раствор, в 100 г которого содержится 12 г соли и 88 г
Н2О.
Молярная концентрация выражается числом молей
растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора.
Концентрация растворенного вещества в молях на 1000 г
растворителя называется моляльной.
Молярная концентрация эквивалента вещества в
растворе — это количество моль эквивалентов вещества,
находящихся в 1 л раствора, обозначается Сэк (β)= 0,1
моль/л, где β — формула вещества (в данном случае β =
H2SO4).Это значит, что в 1 л раствора содержится 0,1 моль
• экв. серной кислоты. Так как молярная масса эквивалента
серной кислоты Мэк(H2SO4) = 49 г/моль, данный раствор
содержит 4,9 г H2SO4.
Молярную концентрацию эквивалента вещества в
растворе
можно
рассчитать
из
соотношения
Сэк(В)=mв/Мэк(В).V, где mв — масса вещества, г; Мэк(В) —
молярная масса его эквивалента, г-моль; V — объем
раствора, л.
Единицей измерения молярной концентрации
эквивалента в системе СИ является моль/л, иногда ее
записывают как моль-экв/л, сокращенно обозначают «Н».
Например, 0,1 Н раствор — это раствор, в 1 л
которого содержится 0,1 моль-экв. вещества.
Раствор, в 1 л которого 1 м-экв. растворенного
вещества, называется однонормальным, 0,1 м-экв. децинормальным, 0,01 М-экв. в 1 л растворасантинормальным.
При решении задач на концентрации растворов
иногда необходимо переводить единицы массы раствора в
объемные, и наоборот. Для этого надо помнить формулу
плотности раствора.
45
) Решение типовых задач
Пример 1. Сколько граммов NaOH необходимо для
приготовления 3 л 10%-го раствора?
Решение. По таблице плотности растворов найти
плотность 10%-го раствора NaOH
(ρ = 1,115 г/мл).
Вычислить массу 3 л раствора:
m = ρ • V = 3000 мл • 1,115 г/мл = 3345 г.
100 г раствора — 10 г NaOH
3345 г раствора —
х г NaOH
Следовательно, для приготовления 3 л 10%-го
раствора необходимо 334,5 г NaOH.
Пример 2. Сколько граммов КОН нужно взять для
приготовления 500 мл 0,1 М раствора?
Решение. 1 моль КОН имеет массу 56 г, 0,1 моля
составляет 5,6 г.
Следовательно, 1000 мл 0,1 М раствора — 5,6 г КОН;
500 мл 0,1 М раствора — 2,8 г КОН.
Для приготовления 500 мл 0,1 М раствора надо взять
2,8 г КОН, поместить в мерную колбу и довести объем до
500 мл.
Нормальные растворы удобно использовать для
осуществления
реакций
между
растворенными
веществами. Обусловливается это тем, что растворы
одинаковой нормальности взаимодействуют равными
объемами, так как последние содержат эквивалентные
количества реагирующих веществ. Если концентрации
растворов не равны, их расходуемые объемы обратно
пропорциональны концентрациям реагирующих веществ.
Указанную зависимость можно выразить пропорцией
V1 • H1 = V2 • H2.
Пример 3. Определить нормальность раствора Н2SО4, 15
мл которого реагируют без остатка с 30 мл 0,5н раствора
46
ВаСl2.
Решение. Обозначить нормальность Н2SО4 через Н,
написать
30 ⋅ 0,5
15 • НН2SО4 = 30 • 0,5, откуда НН2SО4 =
= 1,0 . Раствор
15
серной кислоты однонормальный.
По известной эквивалентной концентрации раствора
можно определить титр. Титр раствора (Т) — количество
граммов растворенного вещества, содержащегося в 1 мл
раствора:
H ⋅Э
Т=
.
1000
1 ⋅ 49
Например, титр 1 н раствора H2SO4 равен Т=
=
1000
0,049 г/мл, следовательно, в 1 мл 1 н раствора 0,049 г
H2SO4.
Задачи для самостоятельной работы
1.Что означает:
а) децимолярный раствор?;
б) сантинормальный раствор?
2. Что означает: а) 3 М раствор?; б) 0,25 н раствор?
3. Сколько граммов CuSO4 содержится в 500 мл 4 М
раствора?
4. Сколько граммов Н2SО4 cодержится в 3,5 л 0,2 н
раствора кислоты?
5. Раствор КОН концентрацией 15% имеет плотность 1,12
г/мл. Сколько граммов щелочи содержится в 200 мл этого
раствора?
6. Определить эквивалентную концентрацию раствора
NaOH, в 300 мл которого содержится 0,24 г вещества.
7. Определить молярность, молярную концентрацию
эквивалента и титр раствора, 2 л которого содержат 9,8 г
47
Н3РО4.
8. 3 н раствор CuSO4 имеет плотность 1,22 г/мл.
Определить молярность, титр и процентную концентрацию
этого раствора.
9. Определить
процентную концентрацию раствора,
приготовленного из 200 г воды и 50 г соли.
10. Сколько воды нужно для приготовления 20%-го
раствора, если имеется 200 г сухой соли?
11. Сколько граммов H2SO4 нужно для приготовления 300
мл 1,5 М раствора?
12. Сколько граммов 20%-го раствора НС1 нужно для
приготовления 3 л 3 н раствора кислоты?
13. Плотность раствора СаС12 с концентрацией 10% равна
1,08
г/мл.
Определить
молярность,
молярную
концентрацию эквивалента и титр этого раствора.
14. Плотность раствора соды (Na2CO3) с концентрацией 2
М — 1,14 г/мл. Определить процентную концентрацию
этого раствора.
15. Определить молярную концентрацию эквивалента
растора кислоты, на нейтрализацию 18 мл которого
потребовалось 24 мл 0,1 н раствора щелочи.
16. В 0,5 л раствора содержится 0,053 кг КС1, плотность
раствора р = 1,063 г/мл. Определить процентную
концентрацию раствора хлорида калия.
17. Определить массу NaOH, содержащегося в 200 мл 0,2 н
раствора.
18. Сколько сахара и воды надо взять для приготовления
500 г 2,5%-го раствора?
19. Сколько граммов медного купороса CuSO4 • 5Н2О
нужно взять для приготовления 1 кг 8%-го раствора,
считая на безводную соль?
20. Для борьбы со свекловичным долгоносиком
применяют раствор хлорида бария из расчета 500 г ВаС12 •
2Н2О на 10 л воды. Вычислить процентную концентрацию
48
ВаС12 растворе.
21. 1 л азотной кислоты, плотность которой 1,31 г/мл,
содержащей 50% НNО3 , разбавлен 690 мл Н2О. Какова
процентная концентрация разбавленного раствора?
22. Приготовить 1 л 20%-го раствора H2SO4, имеющей
плотность 1,14 г/мл, из 93,6%-й кислоты.
Раздел 4. РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ
ЭЛЕКТРОЛИТОВ.
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
q ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 4
Гидролиз солей. Реакции в растворах электролитов
Опыт 1. Окраска индикаторов под действием растворов
кислот и щелочей.
Все кислоты в водных растворах диссоциируют на
ионы водорода и кислотные остатки. Все гидроксиды в
водных растворах диссоциируют на ионы гидроксила и
металла.
Водородные
и
гидроксильные
ионы
обнаруживаются индикаторами.
В три пробирки налить по 2 мл дистиллированной
воды. В первую внести три капли раствора лакмуса, во
вторую — три капли фенолфталеина, в третью — три
капли метилоранжа.
Наблюдать окраску индикаторов в воде. Записать их
окраску в табл.4.
В три пробирки налить по 2 мл хлористо-водородной
кислоты. В первую пробирку внести три капли раствора
лакмуса, во вторую — три капли фенолфталеина, а в
третью — три капли метилоранжа.
Наблюдать окраску индикаторов в кислоте. Записать
их окраску в табл. 2.
В три пробирки налить по 2 мл щелочи, в первую
49
внести три капли лакмуса, во вторую — три капли
фенолфталеина, в третью — три капли метилоранжа.
Наблюдать окраску индикаторов в щелочи. Записать
их окраску в табл. 4.
Таблица 4. Окраска индикаторов в зависимости от среды
Индикатор
Цвет индикатора
в
дистиллированной воде
в кислоте
в щелочи
Лакмус
Фенолфталеин
Метилоранж
Опыт 2. Зависимость степени диссоциации от природы
электролита.
Об относительной силе электролита можно судить по
электропроводности его растворов или по химической
активности в реакциях.
В пробирку налить 2 мл 0,1 н раствора уксусной
кислоты, в другую — 2 мл 0,1 н раствора соляной кислоты.
В каждую пробирку опустить по одинаковому кусочку
цинка. Обе пробирки поместить в стакан с горячей водой.
Наблюдать выделение водорода. С какой кислотой
реакция идет более энергично? Объяснить это явление.
Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной
формах.
Опыт 3. Ионные реакции.
В четыре пробирки налить по 1 мл растворов
сульфатов натрия, магния, цинка, алюминия. Прибавить в
каждую пробирку по 1 мл раствора хлорида бария.
Наблюдать образование осадков. Написать уравнения
реакций в молекулярной и ионной формах. Написать
общую ионную реакцию обнаружения сульфат-иона.
50
Опыт 4. Смещение химического равновесия в растворах
электролитов.
1. Налить в две пробирки по 2 мл раствора уксусной
кислоты и по три капли метилоранжа. Добавить в одну
пробирку немного кристаллического CH3COONa. Хорошо
перемешать. Сравнить цвет растворов в пробирках.
Почему изменился цвет раствора? Объяснить исходя
из закона действия масс. Что надо ввести в раствор
кислоты для смещения равновесия в сторону образования
малодиссоциированных молекул?
2. В две пробирки налить по 2 мл раствора
гидроксида аммония и по три капли фенолфталеина.
Добавить в одну пробирку немного кристаллического
хлорида аммония. Хорошо перемешать содержимое
пробирок. Сравнить цвет растворов в пробирках.
Объяснить наблюдаемое изменение окраски. Что
надо ввести в раствор основания для смещения равновесия
в сторону образования малодиссоциированных молекул?
Какие вещества относятся к слабым электролитам?
Опыт 5. Определение характера гидролиза (влияние
природы соли на реакцию среды).
Взять четыре пробирки. В одну налить 1 мл
дистиллированной воды, во вторую — 1 мл раствора
карбоната натрия, в третью — 1 мл хлорида натрия, в
четвертую пробирку раствор сульфата алюминия. Прилить
в каждую пробирку по 2 капли фиолетового
(нейтрального) лакмуса.
Какие из этих солей подвергаются гидролизу?
Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной
формах.
Опыт 6. Влияние температуры на степень гидролиза.
51
1. В пробирку налить 2 мл раствора ацетата натрия и
две капли фенолфталеина. Пробирку нагреть до кипения и
наблюдать усиление окраски раствора.
Написать уравнение реакции гидролиза ацетата
натрия в молекулярной и ионной формах. Объяснить,
почему окраска при нагревании усиливается, а при
охлаждении исчезает.
2. Смешать в пробирке 1 мл раствора хлорного
железа и 2 мл раствора уксусно-кислого натрия, прибавить
3 мл дистиллированной воды. Нагреть жидкость до
кипения и несколько минут кипятить. Наблюдать
выпадение бурого осадка основных уксусно-кислых солей
железа.
Написать уравнения реакций между хлорным
железом, уксусно-кислым железом и водой. Объяснить,
почему при нагревании выпадает осадок.
Опыт 7. Необратимый гидролиз (гидролиз соли слабого
основания и слабой кислоты).
Налить в пробирку 1 мл раствора сульфата алюминия
и 1 мл раствора карбоната натрия. Наблюдать выделение
пузырьков углекислого газа и образование осадка.
Написать в молекулярной и ионной формах
уравнения реакций: а) образования карбоната алюминия;
б) гидролиза карбоната алюминия. Почему гидролиз
карбоната алюминия практически идет до конца?
V Вопросы для самостоятельной работы
1.Какие
вещества
называются
электролитами,
неэлектролитами? Приведите примеры. Изотонический
коэффициент.
2. Основы теории электролитической диссоциации.
52
3. Константа диссоциации, степень диссоциации.
4. Сильные и слабые электролиты. Применение законов
химического
равновесия
к
диссоциации
слабых
электролитов.
5.Кислоты,
основания,
соли
в
свете
теории
электролитической диссоциации.
6. Какие гидроксиды называются амфотерными? Написать
уравнение диссоциации амфолита в кислой и щелочной
средах.
7. Ионные уравнения.
8. Условия образования и растворения осадков. Произведение растворимости.
9. Ионное произведение воды. Водородный показатель.
Смещение ионного равновесия воды в биологических
системах.
10. Гидролиз солей. Степень гидролиза, константа
гидролиза.
11. Гидролитические процессы в биологических системах.
Согласно теории электролитической диссоциации,
реакции между кислотами, основаниями и солями в
водных растворах протекают между ионами, на которые
распадаются молекулы этих веществ. Ионные реакции
становятся практически осуществимы, когда в результате
реакции образуется:
а) слабодиссоциирующее вещество;
б) осадок;
в) газообразное вещество.
Пример: AgNO3 + NaCl = AgCl↓ + NaNO3.
При сливании растворов хлорида натрия и нитрата
серебра ионы серебра с ионами хлора образуют фазу
хлорида серебра. Это вещество почти не растворяется в
воде и выпадает в осадок, поэтому ионы серебра и хлора
53
удаляются из раствора, и реакция идет до конца. Ионная
форма (полная) данного уравнения:
Ag+ + NO3– + Na+ + Cl–= AgCl↓ + Na+ + NO–3.
Так как реакция протекала только между ионами
хлора и серебра, а с остальными ионами никаких
изменений не произошло, ионное уравнение следует
записать так: Ag+ + Cl– = AgCl ↓.
Это ионное уравнение и выражает сущность данной
реакции. Оно показывает, что любая растворимая соль
серебра с любым хлоридом дает осадок.
Пример: СаС12 + 2AgNO3 = Ca(NO3)2 +2AgCl↓
(молекулярное уравнение).
Ag+ + Cl– = AgCl (ионное уравнение).
При составлении ионных уравнений нужно
соблюдать последовательность:
а) написать молекулярное уравнение;
б) переписать это уравнение, заменяя молекулярные
формулы ионами, на которые распадаются молекулы
каждого из этих электролитов.
Формулы
веществ,
малодиссоциирующих,
выпадающих в осадок или газообразных, переписать в
виде молекул;
в) сопоставлением правой и левой части равенства
установить, какие ионы не участвуют в реакции (эти ионы
находятся в свободном состоянии в обеих частях равенства
в одинаковом количестве), для наглядности (условно) их
можно перечеркнуть;
г) выписать формулы только тех ионов и молекул, которые
участвуют в реакции.
Диссоциация воды. Водородный показатель
Вода
является
слабым
электролитом,
диссоциирующим согласно уравнению Н2О ↔ Н++ ОН–.
54
Константа диссоциации воды очень мала:
[ H + ] ⋅ [OH − ]
К=
= 1,8 · 10–16 (220С).
[ H 2O ]
Принимая концентрацию воды [Н2О] величиной
практически постоянной, можно записать так: К · |Н2О] =
[Н+] · [ОН–] =1,8 · 10–16. Концентрация воды равна
1000
= 55,56 моль/л.
18
Отсюда [ОН -] · [H+] = 1,8 · 10 -16 · 55,56 = 1·10 -14=КW.
Произведение концентрации ионов водорода и
гидроксид-ионов называется ионным произведением воды.
В нейтральной среде [Н+] = [ОН–] = 10-7 моль/л, в кислой
— [H+] >[ОН–], а в щелочной — [Н+]< [ОН–].
При этом в любых средах произведение
концентрации водородных и гидроксильных ионов при
данной температуре (22 0С) остается постоянным и равным
10 -14 моль/л.
Для количественной характеристики среды (кислой,
щелочной) обычно приводят не концентрацию водородных
ионов, а применяют условный показатель, обозначаемый
через рН и называемый водородным показателем.
Он представляет собой отрицательный логарифм
концентрации водородных ионов рН =-lg[H+]. Тогда рН
различных растворов будет иметь следующие значения:
кислый рН < 7, щелочной рН> 7, нейтральный рН=7.
) Решение типовых задач
Пример: a) [H+] = 10–4 моль/л. Вычислить [ОН-].
10−14
Решение. [OH-]= − 4 = 10−10 моль/л;
10
б) вычислить рН 0,01 н раствора КОН
диссоциации принять за 100%).
55
(степень
КОН ↔ К++ ОН-; [ОН- ] =0,01 = 10–2 моль/л;
10−14
= 10−12 моль/л; рН =-lg[H+] = -lg[10–12] = 12,
[H+]=
−2
10
среда щелочная.
Гидролиз солей
Гидролизом солей называется взаимодействие ионов
растворенной соли с ионами воды, сопровождающееся
изменением рН раствора. При гидролизе соли смещается
ионное равновесие диссоциации воды. В результате
растворы большинства солей имеют кислую или
щелочную реакцию.
Гидролизу подвергаются соли, образованные:
а) сильным основанием и слабой кислотой (Na2CO3,
K2S, K2SO3, и др.);
б) слабым основанием и сильной кислотой (NH4C1,
Zn(NO3)2 и др.);
в) слабым основанием и слабой кислотой ((NH4)2 S,
А12(СО3)3 и др.).
Соли, образованные сильным основанием и сильной
кислотой, гидролизу не подвергаются (K2SO4, NaNO3,
NaCl, KNO3). Уравнения гидролиза солей пишутся
аналогично
другим
ионным
уравнениям:
малодиссоциирующие
(в
том
числе
и
вода),
малорастворимые, а также газообразные вещества
записываются в виде молекул, сильные электролиты — в
виде ионов.
Уравнения гидролиза солей многоосновных кислот и
многокислотных оснований записываются по ступеням
аналогично ступенчатой диссоциации.
Пример. Гидролиз К2СО3
1-я ступень СО 32 − +HOH ↔HCO 3− + ОН(сокращенное ионное уравнение)
56
2 К+ + СО 32 − + НОН ↔2К+ + НСО 3− + ОН–
(полное ионное уравнение)
К2СО3+ НОН ↔ КНСО3 + КОН
(молекулярное уравнение)
2-я ступень НСО 3− + НОН ↔ Н2СО3 + ОН–
К+ НСО 3− +НОН ↔ Н2СО3+К+ + ОН–
КНСО3 + НОН ↔ Н2СО3 + КОН
Гидролиз данной соли, образованной сильным
основанием и слабой кислотой, сводится к гидролизу
аниона слабой кислоты, а накопление ионов гидроксила
приводит к тому, что рН становится больше 7.
Пример. Гидролиз А1С13
1-я ступень А13+ + НОН ↔ А1ОН2+ + Н+
(сокращенное ионное уравнение)
Al3+ +3C1– + НОН ↔ АlОН2+ + 2С1– + H+ +Сl–
(полное ионное уравнение)
А1С13+НОН ↔ АlOНС12 + НС1
(молекулярное уравнение)
2-я ступень АlOН2+ + НОН ↔А1(ОН) +2 +H+
АlOН2+ + 2С1– +НОН ↔ А1(ОН) +2 +↑С1– +H++Сl–
А1ОНС12 + НОН ↔ А1(ОН)2С1 + НС1
По 3-й ступени с образованием А1(ОН)3 гидролиз
этой соли не идет вследствие накопления ионов водорода,
способствующих протеканию процесса справа налево
(идет растворение А1(ОН)3 в кислоте). В данном случае
гидролиз соли, образованной слабым основанием и
сильной кислотой, сводится к образованию катиона
слабого основания.
При этом образуется основная соль и накапливаются
ионы водорода, рН раствора становится меньше 7.
Пример. Гидролиз NH4CH3COO
57
NH +4 + СН3СОО– + НОН ↔ NH4OH + СН3СООН
(полное ионное уравнение)
NH4CH3COO + HOH ↔ NH4OH + СН3СООН
(молекулярное уравнение)
В данном случае в результате гидролиза соли
образуется слабая кислота (СН3СООН) и слабое основание
(NH4OH). Накопления [H+] или [ОН-] не происходит.
Константы диссоциаций образующихся кислоты и
основания очень близки по величине к 7. Соли,
образованные очень слабой кислотой и слабым
основанием, почти полностью гидролизуются.
Пример. Гидролиз (NH4)2S
1-я ступень NH +4 +S2- + НОН ↔ NH4OH + HS(сокращенное ионное уравнение)
2NH +4 +S2-+НОН ↔ NH4OH + NH +4 +HS(полное ионное уравнение)
(NH4)2S +HOH ↔ NH4OH + NH4HS
(молекулярное уравнение)
2-я ступень NH +4 + HS- +HOH ↔ NH4 OH + H2S
(полное ионное уравнение)
NH4HS + НОН ↔ NH4OH + H2S
(молекулярное уравнение)
Задачи для самостоятельной работы
1. В каких случаях реакции в растворах электролитов
протекают до конца? Составить молекулярные и ионные
уравнения реакций, протекающих в растворах между
веществами: Pb(NO3)2 и K2SO4; Na2CO3 и НС1; Ва(ОН)2 и
HNO3; ВаС12 и Na2SO4.
2. Составить молекулярные и ионные уравнения реакций,
протекающих при смешивании растворов: CuSO4 и Na2S;
58
Ba(OH)2 и FeCl3; NaHCO3 и NaOH.
3. Составить молекулярные уравнения реакций, которые
выражаются ионными уравнениями:
Са2+ + СО 32 − =СаСО3
Fe3+ + 3ОН- = Fe(OH)3
Н+ + ОН– = Н2О
4. Почему реакции, выраженные следующими
уравнениями, протекают слева направо?
Ва(NО3)2 + K2SO4 = BaSO4↓+ 2KNO3
Ва(ОН)2 + 2НС1= ВаС12+ 2Н2О
(NH4)2S +H2SO4 = (NH4)2SO4 + H2S↑
Составить ионные уравнения.
5. К растворам NaOH, Na2S, AgNO3, KNO3 (к каждому в
отдельности) прибавили соляную кислоту. В каких случаях
произошли реакции? Выразить их молекулярными и
ионными уравнениями.
6. Подобрать молекулярные уравнения для реакций,
которые выражаются ионными уравнениями:
Cu2+ + 2ОH– = Cu(OH)2
Рb2+ + 2I– = РbI2
Ва2+ + СО 32 − =ВаСО3
7. Какие из перечисленных ионов: Fe2+; SO 32 − , ОН-, FeOH+
— преобладают при диссоциации гидроксосульфита
железа (II)?
8. На какие ионы диссоциируют следующие соли: (NH4)2S,
FeSO4, (CuOH)2CO3, NaHCO3, ZnOHCl, Na3PO4? Составить
уравнения диссоциации этих солей.
9. К каждому из веществ NaCl, NiSO4, Be(OH)2, KHCO3
прибавили раствор гидроксида натрия. В каких случаях
произошли реакции? Выразить их ионными и
молекулярными уравнениями.
10. Составить молекулярные уравнения реакций, которые
выражаются ионными уравнениями:
59
Fe(OH)3 + ЗН+ = Fe3++ ЗН2О
NO −2 + Н+ = НNО2
Mg2+ + 2ОН– = Mg(OH)2
11. Чему равна концентрация ионов [Н+], если рН = 7,
рН=10?
12. Чему равен рН 0,001 н раствора соляной кислоты
(степень диссоциации равна 100%)?
13. Рассчитать концентрацию водородных ионов, если
[ОН–] = 10–4 моль/л.
14. рН раствора равен 11. Вычислить концентрацию
гидроксид-ионов в растворе.
15. Во сколько раз надо изменить концентрацию ионов
водорода в растворе, чтобы рН его изменить на единицу?
16. Вычислить рН раствора, в котором [ОН–] = 10–5 моль/л.
17. Величина рН трех различных растворов соответственно
равна 3, 7, 12. Чему равны концентрации ионов водорода и
гидроксила в каждом растворе? Какой раствор кислый,
щелочной, нейтральный?
18. Величина рН = 4. Что нужно прибавить к раствору —
кислоту или щелочь, чтобы увеличить рН до 6?
19. Какая из приведенных концентраций соответствует
кислой среде?
[Н+] = 10–10 моль/л
[ОН-] = 10–10 моль/л
–3
[Н+] = 10–12 моль/л
[ОН ] = 10 моль/л
20. Какое значение рН (больше или меньше 7) имеют
растворы солей МnСl2, Na2CO3, Ni(NO3)2? Составить
ионные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
21. Какие из солей: A12(SO4)3, K2S, KC1 - подвергаются
гидролизу? Составить ионные и молекулярные уравнения
гидролиза солей.
22. Составить ионные и молекулярные уравнения
гидролиза солей Pb(NO3)2, СоС12, Na2S. Какое значение рН
имеют растворы этих солей?
23. При смешивании растворов
A12(SO4)3 и Na2S
60
образуются А1(ОН)3 и H2S. Выразить этот гидролиз
ионным и молекулярным уравнениями.
24. Какие из солей: KNO3, CrCl3, NaI, Cu(NO3)2 подвергаются
гидролизу?
Составить
ионные
и
молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
25. Какое значение рН (больше или меньше 7) имеют
растворы солей K2S, KCN, CuSO4? Составить ионные и
молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
26. Составить ионное и молекулярное уравнения
гидролиза, происходящего при смешивании растворов
Сr(NО3)3 и (NH4)2S (образуются H2S и Сr(ОН)3).
27. Составить ионные и молекулярные уравнения
гидролиза солей: FeSO4, NaCN, Pb(NO3)2.
28. Составить ионные и молекулярные уравнения
гидролиза солей: Na2S, CrCl3, Cu(NO3)2.
29. Составить ионные и молекулярные уравнения
гидролиза солей: NiCl2, Pb(CH3COO)2, NH4C1.
30. Какие из солей подвергаются гидролизу:
K2SiO3, FeCl3, K2SO4, NaNO3, ZnSO4?
Составить ионные и молекулярные уравнения
гидролиза этих солей.
Тема 6. Окислительно-восстановительные реакции
q ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 5
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)
ОВР — реакции, идущие с передачей электронов от
одних элементов (восстановителей) другим (окислителям),
из-за чего степени окисления (заряды) этих элементов
изменяются.
Цель работы — практически наблюдать ОВР и
61
овладеть методом электронного баланса для составления
химических уравнений.
Электронный баланс (ЭБ) — общее число
электронов, участвующих в ОВР — является наименьшим
общим кратным чисел электронов, принимаемых
окислителем и отдаваемых восстановителем. По ЭБ
вычисляются коэффициенты для уравнения окислителя и
восстановителя.
Последовательность уравнивания ОВР
1. Определить степень окисления всех элементов в схеме
реакции.
2. Для элементов, изменяющих степень окисления,
составить электронные уравнения (определить число
электронов, участвующих в изменении степени окисления
каждого элемента).
3. Вычислить ЭБ и коэффициенты для этих элементов.
4. Поставить полученные из баланса коэффициенты по обе
стороны знака равенства в схеме реакции и уравнять
ионы:
а)
катионы
металлов;
остальные
б) кислотные остатки; в) водород.
5. Правильность уравнивания проверить по кислороду.
Порядок выполнения опытов
1. Записать схему реакции (схемы приведены ниже).
2. Осуществить реакцию практически (см. описание
каждой реакции).
3. Уравнять ОВР методом электронного баланса.
4. Получить сокращенное ионное уравнение и
записать наблюдения.
Опыт 1. Влияние среды раствора на окислительные
способности перманганата калия (КМnО4).
62
В зависимости от среды перманганат-ион (ион
МnО ), окрашивающий раствор в фиолетовый цвет,
восстанавливается до:
а) в щелочной среде — МnО 24 − , окрашивающего раствор в
зеленый цвет;
б) в нейтральной среде — МnО2, бурого осадка;
в) в кислой среде — Мn2+, не окрашивающего водный
раствор, т.е. изменение заряда иона можно увидеть по
изменению окраски раствора Мn+7 (входит в состав иона
МnО −4 ).
−
4
Последовательность проведения реакций:
а) в пробирку налить 1–2 мл раствора KMnO4, 1–2 мл
концентрированного раствора КОН и по каплям добавлять
свежеприготовленный раствор Na2SO3 до перехода
малиновой окраски раствора в зеленую.
КМnО4 + КОН + Na2SO3 = K2MnO4 + Na2SO4 + Н2О;
б) в пробирку налить 1–2 мл КМnО4,1–2 мл Н2О и
раствор Na2SO3 до образования осадка.
KMnO4 +H2O +Na2SO3 = MnO2↓ + Na2SO4 + КОН;
в) в пробирку налить 1–2 мл КMnО4, 1–2 мл H2SO4 и
раствор Na2SO3 до обесцвечивания раствора.
KMnO4+ H2SO4 + Na2SO3 = MnSO4 +K2SO4 +Na2SO4 + H2O.
Опыт 2. Окислительно-восстановительные способности
перекиси водорода (Н2О2).
Внимание! Перекись водорода при обращении
требует повышенной осторожности, так как вспенивает
растворы.
В составе Н2О2 кислородный атом находится в
промежуточной степени окисления (-1). Этим обусловлена
способность Н2О2 быть или окислителем, или
восстановителем в зависимости от реагента-партнера.
63
Опыт 2а. Окисление перекиси водорода перманганатом
калия. В пробирку налить 1–2 мл КМnО4, 1–2 мл H2SO4 и
добавлять по каплям перекись водорода до обесцвечивания
раствора.
KMnO4 + H2SO4 + Н2О2 = MnSO4 + K2SO4 +О2↑+ Н2О.
Опыт 2б. Восстановление перекиси водорода хромитионом В опыте используется способность ионов хрома поразному окрашивать раствор в зависимости от степени
окисления. Сr3+(входит в состав хромит-иона СrO −2 )
окрашивает раствор в сине-зеленый цвет, а Сr+6 (входит в
состав хромат-иона CrO 24 − или бихромат-иона Сr2О 72 − )
соответственно окрашивает раствор в желтый или
оранжевый цвет.
Последовательность выполнения опыта:
1. Получить раствор хромита, используя амфотерность Сr(ОН)3, для чего в пробирку налить 1–2 мл раствора
нитрата хрома (III) и добавить концентрированный раствор
КОН до растворения появляющегося сначала осадка.
Сr(NО3)3 + 3КОН = Сr(ОН)3↓ + 3KNO3;
Сr(ОН)3↓ + КОН = КСrO3 + 2Н2О.
2. Провести ОВР, для чего к полученному раствору
хромита калия добавить 4–5 капель перекиси водорода и
нагреть раствор до кипения.
KCrO2 + КОН + Н2О2 = К2СrO7 + Н2О.
Записать наблюдения и все реакции опыта в ионном виде.
V Вопросы для самостоятельной работы
1. Дать определение понятию степень окисления.
Сравнить понятия степень окисления и валентность.
2. Какие окислительные числа имеют кислород,
водород в свободном состоянии, в соединениях? Привести
примеры.
64
3. Окисление, восстановление.
4. Важнейшие окислители, восстановители.
5. Типы окислительно-восстановительных реакций.
6. Влияние реакций среды на окислительно-восстановительные реакции.
Задачи для самостоятельной работы
1. В каком из указанных процессов происходит понижение
степени окисления элементов: Сr3+→ СrО 24 − ; C1O 3− →Сl-;
МnО2 → МnО −4 ;
2. HBr→Br2; CuS →SO 24 − ; As2 S3→ 2H3AsO4; CaH2 → H2;
С12 → 2СlO 3− ?
2. В каком из указанных процессов происходит повышение
степени окисления элементов: МnО −4 →Мп2+;
МnО2 → Мп2+; Вr2 → 2Вr-; 2Сr3+→ Сr2O 2 −7 ; С1-→ С1О 3− ;
S0 32 − → SO 24 − ;Cr2O 72 − →2Cr3+; 2IO 3− →I2?
3. В каком из перечисленных соединений степень
окисления марганца равна +4: Н2МnО4; НМnО4; Н2МnО3;
МnО3?
4. В каком из перечисленных соединений степень
окисления хлора равна +1: НСlO4; КClO3; КС1О; КС1?
5. В каком из указанных процессов происходит окисление
элементов: SO 32 − →SO 24 − ; Sn4+→ Sn2+; NО 3− → NH +4 ;
I2 →2IO 3− ; 2HBr→ Br2; NO −2 →NO 3− ?
6. В каком из указанных процессов происходит
восстановительный процесс:
NH3→NO; МnО −4 →МnО 24 − ; S2-→S+6; PbO2 → Pb2+;
МnО −4 → MnO2; Ag → Ag+?
7. Какие из перечисленных ионов могут играть роль
окислителей и почему: Cu2+; S2-; Br-; Fe3+; А13+; Сl-; СlO −4 ;
65
МnО −4 ; Cr2О 72 − ; СrO 24 − ; NO 3− ?
8. Какие из перечисленных ионов могут играть роль
восстановителей и почему: Ag+, SO 24 − , Fe2+, Sn2+, Sn4+,
MnO −4 , MnO 24 − , NO −2 , SO 32 − , S2-?
9. Какие из перечисленных соединений могут быть
восстановителями и почему? HN03, H2S, NH3, HNO2,
H2SO4, H2SO3, KMnO4, K2Cr2O7, PbO2.
10. Какие из перечисленных соединений могут быть
окислителями и почему? Н3РО4, МnО2, РН3, СО, HNO2,
Н2О2, О2, Н2, H2S.
11. Пользуясь электронными уравнениями, подберите
коэффициенты в следующих уравнениях реакций:
FeSО4+КМnО4+H2SO4→Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O;
HgS + HNO3 + HC1 → HgCl2 + S + NO + H2O;
CrCl3 + Br2 + КОН →К2СrO4 +KBr + KC1 + H2O;
P + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO;
HC1O3 + H2SO3 → H2SO4 +HC1;
FeS + HNO3 → Fe(NO3)3 + S + NO2 + H2O;
Ag + H2S + O2 → Ag S + H2O
Fe(CrO2)2 + K2CO3 + O2 → Fe2O3 + К2СrO4 + CO2;
Na2MoO4 +HC1 +A1 → MoCl2 + A1C13 + NaCl + H2O;
PbS + H2O2 → PbSO4 + H2O;
Fe2O3 + Na2CO3 + KNO3 → Na2FeO4 + CO2 + KNO2;
SnCl2+K2Cr2O7+H2SO4→Sn(SO4)2+SnCl4+Cr2(SO4)3+K2SO4
+H2O;
NO2+O2 +H2O →HNO3.
Определить молярные массы эквивалентов окислителей,
восстановителей в данных реакциях.
12. Какие из перечисленных уравнений реакций являются
окислительно-восстановительными и почему?
ZnO + H2SO4 = ZnSO4 +H2O;
С + H2SO4 = СО2 + 2SO2 + 2Н2О;
ВаО + SО3 = BaSO4;
66
S + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO;
K2Cr2O7 + H2SO4 = 2СrО3 + К2SО4 + Н2О;
3PbS+8HNO3 = 3S+3Pb(NO3)2+2NO+4H2O;
2К2СrO4 + 2НС1 = K2Cr2O7 + 2KCl + H2O.
Тема 7. Комплексные соединения
q ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 6
Комплексные соединения
Опыт 1. Диссоциация двойной соли.
В три пробирки налить по 2 мл железоаммонийных
квасцов Fe2(SO4)3 • (NH4)2SO4. В одну пробирку влить 2–3
мл NaOH или КОН. Нагреть. Обнаружить выделение NH3
(по запаху и по посинению влажной красной лакмусовой
бумажки). Эта реакция свидетельствует о наличии иона
NH +4 .
Во вторую пробирку добавить раствор NH4CNS.
Появление кроваво-красной окраски указывает на
присутствие иона Fe3+.
В третьей пробирке сделать пробу на ион SO4,
добавляя раствор ВаС12. Образуется осадок ВаSО4, не
растворимый в кислотах и щелочах. Составить уравнение
электролитической диссоциации раствора железоаммонийных квасцов. Написать молекулярные и ионные уравнения
проделанных реакций.
Опыт 2. Различие между простыми и комплексными ионами.
1. К 2 мл раствора FeCl3 прибавить раствор NH4CNS.
Наблюдать появление кроваво-красной окраски вследствие
образования роданового железа. Написать уравнение
67
реакции в молекулярной и ионной формах. Эта реакция
характерна для иона Fe3+.
2. Проделать аналогичный опыт, взяв вместо FeCl3
железосинеродистый калий K3[Fe(CN)6]. Содержит ли
раствор этой соли ионы Fe3+?
Опыт 3. Получение комплексных катионов.
Образование аммиаката серебра.
Налить в пробирку 2 мл раствора AgNO3 и 2 мл
раствора НС1. Наблюдать образование белого осадка
AgCl.
К
части
полученного
осадка
прилить
концентрированный раствор аммиака. При этом образуется
комплексное соединение [Ag(NH3)2]Cl. Наблюдать, что
происходит с осадком. К полученному раствору прибавить
раствор HNO3 до кислой реакции (определить по лакмусу
при перемешивании). Что образуется? Написать уравнения
реакций. Все остатки серебра слить в специальную колбу.
Опыт 4. Окислительно-восстановительные свойства
комплексных соединений.
1. Окисление двухвалентного железа в ионе
[Fе(СN)6]4- до трехвалентного [Fe(CN)6]3-.
К 2–3 мл бромной воды (Вг2) прилить несколько
капель желтой кровяной соли. Кипятить раствор до
удаления брома, не вступившего в реакцию. Затем открыть
в растворе образовавшийся ион [Fе(СN)6]3- прибавлением
кристаллика FeSO4. Написать уравнение реакции в
молекулярной и ионной формах.
2. Восстановление трехвалентного железа в ионе
[Fe(CN)6]3– до двухвалентного [Fe(CN)6]4–.
К 2 мл раствора K3[Fe(CN)6]прибавить несколько
капель раствора FeCl3. Наблюдать окраску раствора.
Прибавить несколько капель Н2О2 и 2 мл КОН. Наблюдать
изменение окраски раствора. Написать уравнения реакций
68
в молекулярной и ионной формах. К окислительновосстановительным реакциям составить электронные
уравнения.
Опыт 5. Диссоциация комплексных ионов.
1. Налить в две пробирки 2 мл раствора CuSО4, в
одну пробирку добавить 2 мл раствора NaOH, а в другую
— 2 мл раствора Na2S. В первой пробирке образуется
осадок Сu(ОН)2 голубого цвета, а во второй — черный
осадок CuS. Эта реакция на ион Сu2+. Написать уравнения
реакций в молекулярной и ионной формах.
2. Приготовить раствор комплексного соединения
аммиаката меди путем приливания избытка NH4OH к 2 мл
раствора CuSO4 (до растворения образовавшегося вначале
осадка). Полученный раствор [Cu(NH3)4]SO4 разлить в две
пробирки. В одну пробирку влить раствор NaOH (осадка
не образуется), а в другую — Na2S (выпадает черный
осадок). Объяснить наблюдаемые явления исходя из
величин произведения растворимости Сu(ОН)2 и CuS и
значений констант нестойкости комплексного иона
[Cu(NH3)4]2+.
V Вопросы для самостоятельной работы
1. В чем сущность координационной теории Вернера?
Комплексообразователи и лиганды, их виды.
2. Основные типы комплексных соединений. Номенклатура.
3. Природа химических связей в комплексных соединениях.
4. Способность атомов различных элементов к комплексообразованию.
5. Диссоциация комплексных соединений.
6. Константа образования и константы нестойкости
комплексных соединений.
69
7. Биологическая роль комплексных соединений. Важнейшие бионеорганические комплексы.
При
изучении
материала
по
комплексным
(координационным)
соединениям
следует
уяснить
следующие понятия.
1. Комплексообразование. Суть состоит в том, что
комплексные частицы обычно получаются в результате
объединения более простых частиц (молекул, атомов или
ионов) за счет донорно-акцепторной связи. Комплексное
соединение можно рассматривать как продукт соединения
более простых молекул, из которых каждая отдельно
взятая способна существовать самостоятельно.
Пример.
CuSO4+4NH3 = [Cu(NH3)4]SO4
AgNO3+KCN = K[Ag(CN)2]
2. Комплексообразователь — центральный ион в
комплексе. Эту роль обычно выполняет ион металлов dсемейства (элементы середины больших периодов
периодической системы Д. И. Менделеева).
3. Лиганды — отрицательно заряженные частицы или
нейтральные молекулы, имеющие дипольный характер.
(Н2О, NH3, NO, CO, CN–, NО −2 , Сl–, I–, ОН– и др.).
4. Координационное число — число, показывающее,
сколько лигандов удерживает комплексообразователь. Как
правило, координационное число равно 4 или 6.
5. Внутренняя координационная сфера, образованная
комплексообразователем и лигандами. Ионы, не вошедшие
во внутреннюю сферу, составляют внешнюю сферу
комплексного соединения. При составлении комплексного
соединения внутренняя сфера от внешней отделяется
квадратными скобками.
Пример. Комплексное соединение состава Fe(CN)3 • 3KCN
записывается так: K3[Fe(CN)6],
комплексообразователь Fe3+;
70
лиганды CN-;
координационное число 6;
внутренняя сфера [Fe(CN)6]3-;
внешняя сфера ЗК+.
6. Заряд комплексного иона равен алгебраической
сумме зарядов комплексообразователя и лигандов.
Пример.
Вычислить
заряд
комплексного
иона,
образованного платиной, со степенью окисления +4
[Pt(NH3)4Cl2].
Решение. Степень окисления Pt = +4, заряд NH3 равен
нулю, а заряд двух хлорид-ионов равен -2, алгебраическая
сумма зарядов: +4 + (-2) = +2.
7. Диссоциация комплексных соединений на
внешнюю и внутреннюю сферу протекает полностью —
первичная диссоциация. Диссоциация комплексного иона
протекает в незначительной степени — вторичная
диссоциация, к которой применим закон действующих
масс
для
составления
константы
диссоциации
комплексного иона, характеризующая устойчивость
внутренней сферы комплексного соединения, и называется
константой нестойкости.
Пример.
[Ag(NH3)2]Cl ↔ [Ag(NH3)2]+ + Сl- первичная диссоциация
K[Ag(CN)2] ↔ К+ + [Ag(CN)2][Ag(NH3)2]+ ↔ Ag+ + 2NH3 вторичная диссоциация
[Ag(CN)2] ↔ Ag+ + 2СNКонстанты нестойкости указанных ионов:
[ Ag + ] ⋅ [ NH 3 ]2
= 6,8 ⋅ 10−8
KH[Ag(NH3)2]+ =
{[ Ag ( NH 3 ) 2 ]+ }
[ Ag + ] ⋅ [CN − ]2
= 1,0 ⋅ 10− 21
{[ Ag (CN ) 2 ]− }
В приведенных примерах комплекс [Ag(CN)2] - более
прочен, чем [Ag(NH3)2]+.
KH[Ag(CN)2]=
71
Задачи для самостоятельной работы
1.
Константы
нестойкости
комплексных
ионов
2+
2+
2+
соответственно
[Cd(NH3)4] , [Zn(NH3)4] , [Cu(NH3)4]
равны 1,0 · 10–7; 2,6 · 10–11; 4,6 · 10–14. Какой из этих ионов
является более прочным? Чему равно координационное
число и заряд комплексообразователя в этих соединениях?
2. Определить заряд и координационное число
комплексообразователя в соединениях [Ag(NH3)2]Cl,
К4[TiCl8], K[Ag(CN)2], Fe3[Fe(CN)6]2.
3. Написать уравнения диссоциации на ионы следующих
соединений: KA1(SO4)2, Na3[Ag(S2O3)2], [Cd(NH3)4]Cl2.
Написать также уравнения вторичной диссоциации
комплексных ионов этих соединений.
4. Определить заряд комплексного иона, координационное
число и заряд комплексообразователя в соединениях
К4[Fe(CN)6], [Сr(NН3)6]С13, K2[HgI4].
5. Чему равны координационное число и заряд
комплексообразователя в соединениях [Cu(NH3)4]SO4,
K2[PtCl6], Na[Ag(CN)2]?
6. Написать формулы комплексных соединений, имеющих
состав AgCl · 2NH3, AgCN · KCN, СоС13 · 3КС1.
Указать
заряд
и
координационное
число
комплексообразователя, величину
и знак заряда
комплексного иона.
7. Безводный хлорид хрома СrС13, присоединяя аммиак,
может образовать две комплексные соли: CrCl3 · 5NH3 и
СrС13 · 6NН3. Написать комплексные формулы этих солей
и уравнения их первичной диссоциации на ионы, зная, что
из раствора одной соли нитрат серебра осаждает весь
содержащийся в ней хлор, а из другой — только 2/3
входящего в ее состав хлора.
8. Написать уравнения первичной диссоциации на ионы
следующих комплексных солей кобальта, заключив
72
комплексные ионы в квадратные скобки: Co(NO3)3 ·
3KNO3, Co(NO2)3 · KNO2 · 2NH3.
9. Комплексная соль имеет состав CoClSO4 · 5NH3. При
действии на ее раствор нитратом серебра осадка не
образуется, а хлорид бария осаждает из раствора BaSO4.
Написать уравнение диссоциации этой соли на ионы,
заключив комплексный ион в квадратные скобки.
10. Определить знак заряда у следующих комплексных
ионов: [Сr(Н2О)4С12], [Pt(NH3)3.Cl3], [Ag(CN)2], [Co(NO2)6],
имея в виду, что комплексообразователями являются ионы
Cr3+, Pt4+, Ag+, Co3+.
11. Чему равен заряд и координационное число
комплексообразователя в соединениях Pb[SbBr6], K[SbCl6],
Na[Sb(SO4)2]?
12. Написать молекулярные и ионные уравнения реакции
между КС1 и Na2[PtCl6], K2SO4 и Na3[Co(NO2)6]. В обоих
случаях образуются труднорастворимые комплексные
соединения.
13. Определить величину, знак заряда комплексного иона и
координационное
число комплексообразователя в
соединениях
К[А1С14], Na3[AlF6], H[BF4]. Написать
выражения для констант нестойкости комплексных ионов.
14.
Константы
нестойкости
комплексных
ионов
3+
43[Co(NH3)6] . [Fe(CN)6] [Fе(СN)6] соответственно равны
6,2.10–36; 1.10 -37; 1. 10–44. Какой из этих ионов является
более
прочным?
Указать
величину
и
знак
комплексообразователей в этих соединениях.
15. Написать выражения для констант нестойкости
комплексных ионов [Cu(CN)4]2-, [Zn(NH3)4]2+, [Pt(NH3)4]2+.
Чему
равен
заряд
и
координационное
число
комплексообразователей в этих ионах?
16. Указать для комплексных соединений Н2[РtС16],
[Ag(NH3)2]Cl, [Cu(NH3)4]S04, K[A1(OH)4], Na3[Al(OH)6]
координационное число, заряд комплексообразователя,
73
лиганды.
17. Какое комплексное соединение образуется в результате
реакции CuCl2+4NH3? Чему равен заряд комплексного
иона, координационное число комплексообразователя?
Написать уравнение константы нестойкости комплексного
иона.
18. Определить заряд, координационное число комплексообразователя в комплексном соединении Н[АuС14].
Написать уравнение первичной и вторичной диссоциации
этого соединения.
19. Написать формулу комплексного иона, в котором
комплексообразователем с координационным числом,
равным 4, является ион Cu2+, a лигандами — молекулы
воды. Написать выражение константы нестойкости этого
иона.
20. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций
обмена между следующими, взятыми попарно, солями:
CuSO4 и K4 [Fe(CN)6], FeSO4 и Na3[Co(CN)]6, AgNO3 и
K3[Fe(CN)6]. Образующиеся в результате реакций
комплексные соли нерастворимы в воде.
21. Написать уравнения диссоциации на ионы следующих
комплексных солей, заключив формулы комплексных
ионов в квадратные скобки: Сr(NН3)5С13, Cr(NH3)4 · Н2О ·
3Cl–, Co(NH3)5(NO2)3. Координационное число хрома и
кобальта равно 6.
22. Из раствора комплексной соли Pt(NH3)6Cl4 нитрат
серебра осаждает весь хлор в виде AgCl, а из раствора соли
Pt(NH3)3Cl4, — только 1/4 часть входящего в ее состав
хлора. Написать формулы указанных солей, заключив
комплексные ионы в квадратные скобки, указать
координационное число платины.
23. Константы нестойкости комплексных ионов
[Ni(CN)4]2-, [Hg(CN)4]2-[Cd(CN)4]2- соответственно равны
3,0 · 10–16; 4,0 · 10–14; 1,4 · 1017. Какой из этих ионов
74
является более прочным? Указать величину и знак заряда
комплексообразователя в этих ионах. Написать выражение
для констант нестойкости указанных комплексных ионов.
24. Написать выражения для констант нестойкости
комплексных ионов [HgBr]2-, [Cr(H2O)6]3+, [PtCl6]2-. Чему
равны степень окисления и координационное число
комплексообразователей ?
25. Чему равны заряд и координационное число
комплексообразователя в соединениях K3[Co(NO2)6],
[Co(NH3)5Cl]Cl2, [Co(NH3)5Br]SO4? Написать уравнения
первичной диссоциации этих соединений.
26. Зная, что координационное число комплексообразователя Со3+ равно 6, составить уравнения диссоциации в
растворе комплексных солей
3NaNO2 · Co(NO2)3, CoCl3 ·3NH3 · 2H2O. Комплексные
ионы заключить в квадратные скобки.
27. Определить заряды следующих комплексных ионов:
[Cr(NH3)5NO3], [Pt(NH3)Cl3], [Ni(CN)6], [Сr(Н2О)6], если
комплексообразователями являются Cr3+, Pt2+, Ni2+.
28. Составить формулы следующих комплексных
соединений, заключив в квадратные скобки их
комплексные ионы: СоС13 · 5NН3, CoCl3 · 4NH3, Co(NO2)3 ·
2KNO2 · NaNO2. Координационное число Co3+ равно 6.
Написать уравнения диссоциации этих соединений.
29. Вычислить степени окисления платины, кобальта,
олова, золота и никеля в комплексных ионах [PtCl3(NO2)]2-,
[PtC1(NH3)5]3+, [Co(NH3)5(CNS)]2+, [SnF6]2-,[Au(CN)2Br2],
[Ni(NH3)6]2+. Написать выражение для константы
нестойкости иона [Ni(NН3)6]2+.
30. Чему равен заряд и координационное число
комплексообразователя в соли K4[Fe(CN)6]? Составить
молекулярное и ионное уравнения реакции между этой
солью и сульфатом цинка. Образуется труднорастворимое
комплексное соединение цинка.
75
КОНТРОЛЬНЫЕ РАБОТЫ
В соответствии с учебным планом, согласно
программе специальности 111201 – Ветеринария, по
неорганической и аналитической химии предусмотрено
выполнение студентами 1-го курса двух контрольных
работ. Материалы контрольных работ представлены в виде
тематических блоков, соответствующих определенному
разделу теоретического курса. В методическом пособии
представлены 25 вариантов контрольной работы № 1 по
неорганической химии и 25 вариантов контрольной работы
№ 2 по аналитической химии.
В контрольной работе № 1 по неорганической химии
представлено 6 тематических блоков по 2 задания. В
контрольной работе № 2 по аналитической химии
представлено 3 тематических блока по 2 задания.
К выполнению контрольных работ студенты должны
приступать после изучения соответствующего раздела
теоретического курса.
Контрольные работы выполняются в отдельных
тетрадях с указанием факультета, специальности, курса,
номера группы, фамилии, имени и отчества студента и
номера варианта.
При оформлении контрольных работ необходимо
соблюдать порядок блоков и заданий, переписывать
задания и давать полные исчерпывающие ответы, с
написанием необходимых уравнений химических реакций,
с указанием единиц измерения в расчетах.
76
Контрольная работа № 1
Блок
контрольной
работы
А
Раздел теоретического
курса
Содержание
Основные понятия и
законы химии
1. Стехиометрические
законы химии
2. Газовые законы
3. Закон Авогадро
4. Моль. Молярный объем
5. Закон эквивалентов
6. Расчеты по химическим
формулам и уравнениям
Б
Энергетика
химических процессов
В
Строение атома и
периодическая
система элементов
Г
Растворы
Д
Процессы,
происходящие в
растворах
1. Химическая
термодинамика.
Основные понятия
2.Энергетика химических
процессов. Скорость
реакции и методы ее
регулирования
3. Химическое и фазовое
равновесие
1. Строение атома.
Основные понятия
квантовой теории
2.Химическая связь
3.Периодический закон.
Периодическая система
Д.И.Менделеева
1. Растворы
неэлектролитов
2. Коллигативные
свойства растворов
3. Способы
приготовления и
выражения концентрации
растворов
1. Электролитическая
диссоциация
2.Ионные равновесия и
77
Е
электролитов
обменные реакции в
растворах электролитов
3. Ионное произведение
воды. Водородный и
гидроксильный
показатели
4. Гидролиз солей
5. Комплексообразование
и комплексные
соединения
Окислительновосстановительные
процессы
1. Электронная теория ОВР
2. Степень окисления
3. Процессы окисления и
восстановления.
Окислители и
восстановители
4. Составление уравнений
ОВР. Электронный баланс
Контрольная работа № 2
Блок контрольной
работы
А
Раздел
теоретического
курса
Химия элементов
Б
Качественный анализ
вещества
В
Количественный
анализ
78
Содержание
1. Химия неметаллов.
Водород, вода, VII A
группа
2. Химия неметаллов. VI
A, V A, IV A группы
3. Химия металлов
4. Органогенные и
биогенные элементы
1. Основные понятия и
термины качественного
анализа
2. Классификация
катионов
3. Анализ смеси
катионов
1. Метод нейтрализации
2. Метод
перманганатометрии
Вариант 1
Блок А.
1. Рассчитайте fэкв серы и Мэкв серы в соединениях:
H2SO4 ,H2S , H2SO3,H2S2O3.
2. При сгорании 5г алюминия образуется 9,44г оксида
алюминия. Определить молярную массу эквивалента
алюминия.
Блок Б.
1. Восстановление Fe2O3 (т) водородом протекает по
уравнению:
Fe2O3 (т) + 3H (г) = 2 Fe2 (т) + 3H2O (ж)
Оцените, возможно ли осуществление этой реакции при
стандартных условиях для восстановления подвергшейся
коррозии железной цистерны.
2. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной
реакции в системе 2SO2(г) + O2 (г) ↔ 2SO3(г) + Q, если объем
газовой смеси уменьшить в 3 раза? В какую сторону
сместится равновесие системы?
В какую сторону сместится равновесие этой реакции
при:
а) увеличении концентрации O2 ,
б) увеличении температуры,
в) уменьшении давления?
Блок В.
1. Правило Клечковского. Составьте электронную формулу атома железа. Как распределяются в нем электроны dподуровня, какова высшая валентность железа?
2. Какая из связей H-N, H-S, H-Te, H-Li является наиболее
полярной? К какому из атомов смещено электронное
облако в каждом из приведенных параметров?
79
Блок Г.
1. Содержание белка в организме человека составляет 17%
от массы его тела. Азота в белке содержится 16%.
Определите массу азота в организме
человека, масса
которого равна 70 кг.
2. При растворении 10,1 г KNO3 в 100 г воды температура
замерзания раствора понизилась на 3,01° С, определите
степень диссоциации KNO3 в полученном растворе.
Блок Д.
1. Составьте уравнение электролитической диссоциации:
а) азотной кислоты;
б) ортомышьяковой кислоты;
в) гидроксида кальция; г) сульфата алюминия;
д) гидроксохлорида кальция.
2. Вычислите константу диссоциации СН3СООН , если
степень диссоциации её в 0,5М растворе равна 0,6 %.
Блок Е.
1.Определите, какие соединения могут играть роль только
окислителя или только восстановителя: NO2, NO , NH3, N2,
N2O5 , HNO3 , HNO2 , NH4OH ?
2. Хлорная известь применяется для дезинфекции животноводческих помещений, при отбеливании и обеззараживании бинтов, халатов. Укажите окислительно- восстановительный процесс среди реакций, лежащих в основе получения хлорной извести:
а) Cl2 + H2O = HCl + HClO
б) HCl + Ca (OH)2 = CaCl2 + H2O
в) HClO + Ca (OH)2 = Ca(ClO)2 + H2O
г)Сa(OH)2+Cl2= CaCl2+ Ca(ClO)2 +H2O
80
Вариант 2
Блок А.
1. 2г двухвалентного металла вытесняют из кислоты 1,12
л водорода (н.у.) Вычислите молярную массу эквивалента.
Определите, какой это металл.
2. Рассчитайте, f экв и молярные массы эквивалентов
следующих соединений: СО2, СаСО3, AlCl3, Mg(NO3)2,
H3PO4.
Блок Б.
1. Металлы при взаимодействии с кислородом образуют
оксиды.
Определите по теплоте образования перечисленных ниже
оксидов, какой из них является наиболее устойчивым:
а) 0,5 О2 + Mg = MgO2 ΔH = - 601,24 кДж/моль
б) 0,5 О2 + Zn = ZnO2 ΔH = - 349,0 кДж/моль
2. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции,
идущая в газовой фазе, при повышении температуры от 30
до70° С, если температурный коэффициент реакции
равен 2.
В какую сторону сместится равновесие реакции
2S + 3 O2 + Q при:
а) замене чистого кислорода воздухом,
б) увеличении давления?
Блок В.
1. Марганец входит в состав многих металлоферментов
растений и животных. Хлор не входит в состав
биологически
активных
веществ.
Полными
или
неполными аналогами являются хлор и марганец?
Подтвердите ответ электронными формулами и объясните,
почему они находятся в одной группе периодической
системы элементов, но в разных подгруппах.
81
2. Сравните способы образования ковалентных связей в
молекуле аммиака и в ионе аммония. Приведите схемы
образования связей.
Блок Г.
1. За сутки в желудке человека выделяется более 800 мл
желудочного сока (плотность=1,065 г/мл). Рассчитайте
массу хлорида натрия, необходимого для образования
соляной кислоты, содержащейся в желудочном соке,
массовая доля которой в желудочном соке 0,5%.
2. При какой температуре будет замерзать раствор CaCl2 ,
содержащий 20 г соли в 1000 г воды, если степень
диссоциации CaCl2 в этом растворе равна 70%?
Блок Д.
1. Напишите уравнение ступенчатой диссоциации для
слабых электролитов: H2CO3, H3PO4 ,H2SO3 ,H3AsO4,H2S,
H4P2O7, HClO,HClO2.
2. Cоставьте уравнения ионного обмена в ионномолекулярной форме:
а) сульфид натрия с соляной кислотой;
б) гидрокарбонат кальция с гидроксидом кальция;
в) гидроксосульфат кобальта (ΙΙ) с серной кислотой;
г) нитрат цинка с избытком щёлочи.
Блок Е.
1. Хлор получают окислением соляной кислоты
диоксидом марганца или перманганатом калия. Раствор
перманганата калия широко применяется в ветеринарной
практике. В каком случае получится больше хлора при
одном и том же количестве НСl?
MnO2 +HCl = MnCl2 +Cl2+H2O
KMnO4 + HCl = KCl + MnCl2 +Cl2 +H2O. Составьте
электронный баланс к каждому процессу.
82
2.В каком из перечисленных соединений степень
окисления марганца равна +4: H2MnO4 ,HMnO4, H2MnO3,
MnO3? Какие окислительно – восстановительные
свойства проявляет это соединение?
Вариант 3
Блок А.
1.Рассчитайте fэкв и молярную массу эквивалента
гидроксида магния в реакциях:
а)Mg(OH)2+1 HCl →…
б)Mg(OH)2 +2 HCl→…
Напишите уравнения реакций, назовите
полученные
соединения.
2.При взаимодействии 3,24г трёхвалентного металла с
избытком кислоты выделилось 4,03 л водорода.
Определите эквивалент металла, назовите металл.
Блок Б.
1. Металлы при взаимодействии с кислородом образуют
оксиды.
Определите по теплоте образования перечисленных ниже
оксидов, какой из них является наиболее устойчивым:
в) 0,5 О2 + Н2 = Н2О ΔH = -285,84 кДж/моль
г) 0,5 О2 + Сu = CuO ΔH = - 165,3 кДж/моль
2. Рассчитайте скорость реакции 2NO + O2 = 2NO2 - Q при
увеличении давления в смеси исходных газов в 2 раза.
В какую сторону сместится равновесие этой реакции
при:
а) увеличении концентрации O2 ,
б) увеличении температуры,
в) уменьшении давления?
83
Блок В.
1. Каков порядок заполнения орбиталей в атоме?
Сформулируйте правило Хунда. Составьте электронную и
электронно-графическую формулу атома фосфора.
Укажите, чему равна спин-валентность фосфора в
невозбужденном и возбужденном состоянии.
2. Дайте современную формулировку периодического
закона Д.И. Менделеева. Как его формулировал сам Д.И.
Менделеев?
Блок Г.
Какую массу кислорода переносит кровь среднего
человека массой 60 кг за один кругооборот, если масса
крови в организме составляет 8% от массы тела, а
содержание гемоглобина в крови 14 г на 100 мл крови
(плотность крови = 1,050 г/мл)? (1 г гемоглобина
переносит 1,34 мг кислорода ).
2. При какой температуре будет замерзать одномоляльный
раствор K2SO4, если степень диссоциации равна 48,4%?
Блок Д.
1. Какие из следующих реакций протекают практически до
конца:
а)Cu(OH)2 + 2 HCl → CuCl2 + 2 H2O
б)AlCl3 + AgNO3 → Ag Cl ↓ + Al(NO3)3
в)Fe(OH)3 + H2SO4→FeSO4 + 2H2O
2. Ионы свинца входят в состав мыла, которое применяют
для изготовления лейкопластырей. Определите концентрацию ионов свинца в насыщенном растворе PbSO4.
ПP = 1,6 · 10-8.
84
Блок Е.
1. Во многих отбеливающих средствах используют
пероксибораты
–
NaBO3,
который
получают
электролитическим окислением буры:
Na2B4O7. Na2B4O7 + NaOH = NaBO3 +H2O +Na.
Составьте электронный баланс.
2.Составьте окислительно – восстановительное уравнение
для процесса, используя метод электронного баланса:
FeS2+ HCl + HNO3=FeCl3+ H2SO4 + NO + H2O. Определите
окислитель, восстановитель. Рассчитайте их эквиваленты.
Вариант 4
Блок А.
1.Мышьяк образует два оксида, один из которых содержит
65,2% мышьяка, а другой – 75. Определите молярные
массы мышьяка в оксидах. Напишите формулы
соответствующих оксидов.
2. Определите fэкв и молярную массу эквивалента
фосфора в оксидах:P2O3, P2O5,PO.
Блок Б.
1. Вычислите изменение стандартной энтропии образования (ΔS°образ..) этанола из элементов, пользуясь табличными
данными абсолютных энтропии веществ при 25°С
(стандартных энтропии веществ) S°298.
Вещество
S°298 Дж/к·моль
С(т) графит
Н2(г)
О2 (г)
5,21
130,52
205,18
С2Н5ОН (Ж)
160,78
85
2. Как изменится скорость реакции
при изменении
температуры с 20 до 60° С, если температурный коэффициент реакции равен 2?
Для равновесной системы C(тв) + CO2(г) =2CO(г) + Q
определите, какое влияние окажет на равновесие:
а) добавление CO2(г),
б) добавление C(тв),
в) удаление CO(г),
г) повышение температуры.
Блок В.
1. При хранении скоропортящихся продуктов (мороженого, рыбы, мяса) применяют сухой лед – затвердевший
высший оксид углерода. Напишите формулу данного
вещества, определите вид химической связи в этом
соединении. Какой из элементов обладает наибольшей
электроотрицательностью? Дайте определение понятию
«электроотрицательность» и укажите, как она изменяется у
элементов в периоде и группе с увеличением порядкового
номера.
Блок Г.
1. В медицине применяются 5-10% - е спиртовые растворы
йода для обработки ран, ссадин, операционного поля.
Определите, какой объем 5% - го раствора можно приготовить из 10 г кристаллического йода. Плотность раствора
0,950 г/мл.
2. Какой из растворов: 0,1М AlCl3 или 0,1М CaCl2 - будет
замерзать при более низкой температуре, если кажущаяся
степень диссоциации обеих солей в этих растворах
одинакова? Ответ мотивируйте.
86
Блок Д.
1. Каким одним ионным уравнением могут быть выражены
реакции
между следующими веществами: а)хлорид
кальция + карбонат
аммония; б)сульфат кальция +
карбонат натрия; в) нитрат кальция + карбонат калия.
2. Написать уравнение гидролиза соли, образованной
сильным основанием и слабой многоосновной кислотой.
Определите реакцию среды.
Блок Е.
1. При взаимодействии магния с разбавленной азотной
кислотой образуются : нитрат магния, оксид азота (Ι) и
вода. Напишите уравнение реакции и, пользуясь методом
электронного баланса, подберите коэффициенты.
Определите молярную массу эквивалента окислителя ,
восстановителя.
2. Какие из ионов: Cu2+ , S2- , Br- , Fe3+, Al3+ − могут
играть роль окислителей, какие не могут и почему? Ответ
мотивируйте исходя из строения атомов элементов.
Вариант 5
Блок А.
1.Определите молярную массу эквивалента угольной
кислоты в реакциях:
а) Н2СО3+КОН→…
б) Н2СО3+2 КОН→…
Напишите соответствующие уравнения реакций, назовите
полученные соединения.
2. Элемент образует гидрид ЭН2 , содержащий 3,8 %
водорода ( по массе). Вычислите М экв элемента.
87
Блок Б.
1. Вычислите изменение энтропии при плавлении 10 г
воды. Удельная теплота плавления q равна 19,12 Дж/г.
2. В верхних слоях земной атмосферы идет реакция:
O+(г) + NO(г) = NO+(г) + O(г)
Напишите выражение скорости для прямой и обратной
реакции.
Применяя принцип Ле Шателье, укажите, как влияет
повышение давления и температуры
на смещение
химического равновесия.
Блок В.
1. Хлороформ CHCl3 применяется в фармации и медицине
как обезболивающее, как растворитель и экстрагент.
Составьте валентную схему молекулы хлороформа и
укажите: а) какая связь наиболее полярна; б) в каком
направлении смещено электронное облако этой связи.
2. Определите порядковый номер элемента, массовое
число которого 80, а число нейтронов в атоме 45.
Составьте электронную и электронно-графическую
формулу данного элемента, соединения которого
используют в качестве лекарства при расстройствах
центральной нервной системы. Назовите этот элемент и
укажите его спин-валентность в невозбужденном
состоянии и максимальной степени возбуждения.
Блок Г.
1. Растворы пероксида водорода H2O2 используют для
полоскания горла, полости рта. Для приготовления
удобно
пользоваться
растворов
пероксида
H2O2
гидроперитом – комплексным соединением H2O2 с
карбамидом, состава (NH2)2CO · H2O2. Рассчитайте
массовую долю пероксида водорода в гидроперите.
88
Определите, сколько граммов гидроперита нужно взять,
чтобы приготовить 100 мл 3%-го раствора пероксида H2O2.
2. Раствор, содержащий 12 г NaOH в 100 г воды, кипит при
102,65° С, определите степень диссоциации NaOH в этом
растворе.
Блок Д.
1. Напишите уравнение полной электролитической диссоциации для сильных электролитов:H2SO4, HNO3, Na2SO4,
Ba(OH)2, HCl, AlCl3, ,HClO4.
2. Концентрация ионов водорода равна 10-3г-ион ⁄л.
Определите, чему равна рН раствора, рОН. Определите
концентрацию анионов гидроксила в растворе.
Блок Е.
1. Хром имеет переменную степень окисления (+2, +3, +6 ),
он входит в состав ферментов, осуществляющих
окислительно- восстановительные реакции в клетках.
Найдите окислитель, восстановитель для реакции:
+K2SO4+H2O.
K2Cr2O7+H2S+H2SO4=Cr2(SO4)3+S
Определите молярную массу эквивалента окислителя,
восстановителя.
2. Какие окислительные числа может проявлять кислород
в своих соединениях? Приведите примеры
подобных
соединений.
Вариант 6
Блок А.
1. Определите fэкв и молярную массу эквивалента
фосфора в фосфорной и фосфористой кислотах.
2. Определите процентное содержание кислорода в оксиде
металла, зная , что молярная масса эквивалента металла
89
равна 26 г⁄моль. Какой это металл, если его валентность
равна ΙΙ?
Блок Б.
1. Найдите энтальпию процесса, соответствующего
простейшему уравнению фотосинтеза 6CO2 + 6H2O =
C6H12O6 + 6 O2+ Δ H,
по величинам энтальпий образования исходных веществ
и продуктов реакции.
2. Для реакции превращения озона в О2 предложен
следующий двухстадийный процесс:
a) O3(г) = O2(г)+ O(г)
б) O3(г) + O = 2 O2(г)
Напишите выражение скорости для каждой элементарной
реакции.
Почему изменение давления смещает равновесие реакции
а и не смещает равновесие реакции б?
Блок В.
1. Натрий и калий являются биогенными макроэлементами. Организм человека содержит 0,2 % калия и 0,14%
натрия. Составьте электронные формулы атомов данных
элементов, укажите электронное семейство, к которому
они относятся. Какой из данных элементов обладает более
ярко выраженными металлическими свойствами?
2. Как изменяется прочность связи в ряду: HF - HCl – HBr
– HI? Укажите причины этих изменений.
Блок Г.
1. Хлорид кальция широко используется в лечебной
практике. Определите, сколько граммов кристаллического
CaCl2 · 6H2O и воды потребуется для приготовления 100
мл 3%-го раствора (плотность 1 г/мл). Рассчитайте
90
молярную концентрацию, молярную концентрацию
эквивалентов и титр этого раствора.
2. При какой температуре будет кипеть одномоляльный
раствор NaOH, если степень диссоциации его равна 73%?
Блок Д.
1. В качестве минеральных подкормок для животных
используют: иодит калия, сульфат меди (ΙΙ), сульфат
марганца (ΙΙ), сульфат цинка. Напишите формулы этих
солей и уравнения их электролитической диссоциации.
2. Концентрация ионов гидроксила в растворе равна 10-5
г-ион ⁄л. Какой это
раствор - кислый или щелочной ?
Ответ подтвердите расчетом. Определите рН, рОН
раствора, концентрацию катионов водорода.
Блок Е.
б) N2→2N3-.
1. Как называются процессы: а) H2→2H ;
Сколько электронов участвует в их протекании ?
Приведите примеры таких реакций.
2. Марганец участвует в окислительно-восстановительных
процессах живой клетки. Пользуясь электронными
уравнениями, уравнять методом электронного баланса
следующее уравнение :
FeSO4+ KMnO4 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + MnSO4 +K2SO4 +H2O
Определите молярную массу эквивалента окислителя,
восстановителя.
Вариант 7
Блок А.
1. Определите fэкв и молярную массу эквивалента азота в
соединенияx N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5.
2. При сгорании 0,12г четырёхвалентного элемента
образовалось 0,44 г оксида. Вычислите молярную массу
эквивалента элемента и назовите его.
91
Блок Б.
1. Вычислите изобарно-изотермический потенциал ∆Gо
реакции N2+3Н2= 2NН3 и дайте заключение о возможности
ее протекания при стандартных условиях. Используя
табличные значения ∆Gо веществ, определите разность
между Qр и Qv при стандартных условиях.
2. В качестве примера гомогенного катализа можно
привести процесс разложения озона под действием NO:
NO (г) + O3 (г) = NO2 (г) + O2
NO2 (г) + O (г) = NO (г) + O2 (г)
Суммарное уравнение
O3(г) + O2 (г) = 2O2 (г)+ Q
Напишите выражение скорости для каждой прямой и
обратной реакции.
Как
надо изменить температуру, давление и
концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону
прямой реакции?
Блок В.
1. Кремний составляет около 26% массы земной коры и
занимает второе место по распространению после
кислорода. Составьте электронную формулу атома
кремния и графическую схему заполнения электронами
валентных орбиталей этого атома в нормальном и
возбужденном состоянии.
2. Дайте определение понятию «энергия ионизации». Как
она изменяется в ряду элементов одного и того же периода
с увеличением их порядковых номеров?
Блок Г.
1. При ожогах щелочами пораженный участок кожи в
течение 5-10 минут промывают водой, а затем
нейтрализуют раствором уксусной кислоты с массовой
долей 1%. Рассчитайте, какая масса уксусной эссенции с
92
массовой долей кислоты 60% необходима для
приготовления 500 г 1% -го раствора.
2. Раствор, содержащий 0,265 г Na2CO3 в 100 г воды,
замерзает при – 0,13°С. Вычислите степень диссоциации
Na2CO3 в этом растворе.
Блок Д.
1. Какая среда ( щелочная, кислая или нейтральная ) будет
в водных растворах следующих солей: AlCl3, KNO3,
Напишите все три
CuSO4, Na2SO4, Ba(NO3)2, NaNO2?
ступени гидролиза соли AlCl3.
2. Напишите уравнения реакций: а) в молекулярной и
ионно- молекулярной формах; б) в сокращенном виде:
б)Cu(OH)2 + HNO3→… .
a) Al(OH)3 + NaOH →…
Блок Е.
1. При недостатке в организме кальция и фосфора у
животных нарушаются обмен веществ, координация
движения. Источником кальция и фосфора может служить
фосфат кальция: Ca3(PO4)2 + SiO2 + C = CaSiO3 + P + CO.
Для данного уравнения реакции подберите коэффициенты, используя метод электронного баланса . Определите
молярную массу эквивалента окислителя , восстановителя.
2. В каком из указанных процессов происходит повышение
степени окисления элементов: MnO4- →Mn2+ ; Br2→ 2Br-;
2Cr3+ → Cr2O72-; Cl-→ClO3-; SO32- →SO42-; 2JO3-→J2.?
Вариант 8
Блок А.
1. Из 0,98г кислоты вытеснено алюминием 224 мл
водорода (н. у.). Вычислите молярную массу эквивалента
кислоты.
93
2. Выведите простейшую формулу вещества, содержащего
63,64% азота и 36,36% кислорода. Рассчитайте молярную
массу эквивалента оксида.
Блок Б.
1. Сформулируйте закон Гесса. В каких условиях
теплота реакции может быть заменена изменением
энтальпии процесса? Найдите энтальпию реакции по
величинам энтальпий образования исходных веществ и
конечных продуктов:
а) 2С2Н2+5О2=4СО2+2Н2О
б) СН4+2О2 = СО2+2Н2О
2. Одним из основных продуктов восстановления оксидов
азота в выхлопных газах является аммиак. Он образуется в
результате содержания в газах паров воды, которые в
присутствии катализатора вступают в реакцию с СО,
образуя Н2. При этом протекают процессы:
а) H2O (г) + CO (г) = H2 (г) + CO2 (г)
б) 2NO (г) +2H2 (г) = N2 (г) + 2H2O (г)
в) 2NO (г) +5H2 (г) = 2NH3(г) + 2H2O (г)
Напишите выражение скорости для данных процессов.
Константа равновесия для реакции а при 850°C равна 1.
Вычислите концентрацию всех веществ при равновесии,
если исходные концентрации: [CO](исх) = 3 моль/л,
[H2O](исх) = 2 моль/л.
Блок В.
1.Для лечения аскаридоза лошадей применяют соединение
серы с углеродом – сероуглерод. Руководствуясь
положением этих элементов в Периодической системе и
рядом электроотрицательности, составьте формулу
данного вещества (молекулярную и электронную).
2. Что означает понятие «провал электрона»? Когда
наблюдается данное явление? Укажите элемент, у атома
94
которого, внешние электронные слои
имеют
5 1
конфигурацию 3d 4s . Составьте полную электронную
формулу атома данного элемента.
Блок Г.
1. Буру (тетраборат натрия) Na2B4O7 · H2O используют в
медицине как антисептическое средство. Рассчитайте,
какое количество буры необходимо для приготовления 300
мл 10%-го раствора. Какова молярная концентрация
полученного раствора, если плотность его равна 1,06 г/мл?
2. Почему растворы замерзают при более низкой температуре, чем чистые растворители? При какой приблизительно температуре будет замерзать 40%-й раствор
спирта?
Блок Д.
1. Элемент кобальт относится к микроэлементам, в организме он способствует увеличению гемоглобина в крови.
Кобальт является хорошим комплексообразователем. Напишите уравнения первичной и вторичной диссоциации
следующих соединений:[Co(NH3)5SO4]Br, [Co(NH3)2Cl]Cl2,
[Co(NH3)2Cl](NO3)2.
2. Концентрация катионов водорода в растворе равна 10-4
г-ион⁄л. Какой это раствор – кислый или щелочной?
Определите рН данного раствора.
Блок Е.
1. Какие из перечисленных соединений могут быть
восстановителями и почему?
Азотная кислота,
сероводород, аммиак, азотистая кислота, серная и
сернистая кислоты, перманганат калия, бихромат калия.
Дайте обоснованный ответ.
2. Пользуясь электронными уравнениями, подберите
коэффициенты для уравнения реакции:
95
SnCl2 +K2Cr2O7 +H2SO4 → Sn(SO4)2 +SnCl4 + Cr2(SO4)3
+K2SO4 +H2O.
Рассчитайте молярную массу эквивалента окислителя ,
восстановителя.
Вариант 9
Блок А.
1. Сырьём в производстве азотных удобрений являются
следующие соединения:HNO3, H2SO4, KCl, KOH, NaOH,
CaCO3 Ca(OH)2 Na2CO3.
2. Расчитайте fэкв (Н2S) и молярную массу эквивалента
этого соединения для реакций :
a) H2S +KOH =KHS + H2O; б) H2S+2KOH= K2S + 2H2O.
Блок Б.
1. Сформулируйте закон Гесса. В каких условиях
теплота реакции может быть заменена изменением
энтальпии процесса? Найдите энтальпию реакции по
величинам энтальпий образования исходных веществ и
конечных продуктов:
а) СаО + Н2О = Са(ОН)2
б) 2СО+4Н2=С2Н5ОН + Н2О
2. Аммиак является нежелательным загрязнителем
воздуха. Он может реагировать с NO и H2O по уравнению:
4 NH3(г) + 5 O2 (г) = 4 NO (г) + 6 H2O (г)
Напишите выражение скорости для данных процессов и
константы химического равновесия. Как надо изменить
давление и концентрацию исходных веществ, чтобы
равновесие системы изменить в сторону прямой реакции?
Блок В.
1. Воздух животноводческих помещений может содержать
нежелательные примеси сероводорода H2S, углекислого
газа CO2, аммиака NH3. Определите вид химической связи
в соединениях, составьте схему образования связи. В
96
каждом веществе укажите наиболее электроотрицательный
элемент.
2. У каких трех из перечисленных ионов: Ge4+, Se4+, Se2-,
-конфигурация соответствует электронной
Sr2+, Ge4конфигурации криптона?
Блок Г.
1. Для обработки открытых ран применяют 7,3%-й раствор
пероксида водорода (H2O2). Какое количество пероксида
водорода необходимо взять, чтобы приготовить 400 мл
такого раствора, если плотность этого раствора равна 1,1
г/мл?
2. В чем сущность криоскопического метода определения
молекулярных масс веществ? Раствор, содержащий 1,38 г
глицерина в 100 г воды, замерзает при 0,273°С, определите
молекулярную массу глицерина.
Блок Д.
1. Вычислите рН 0,01 М раствора азотной кислоты.
2. Напишите две ступени гидролиза соли Fe(CH3COO)3 c
образованием осадков основных уксусно-кислых солей
железа.
Блок Е.
1. Какие окислительные числа может проявлять водород
в свободном
состоянии, в соединениях? Приведите
примеры, дайте обоснованный ответ, исходя из строения
атома водорода.
2. Для следующих реакций укажите, какие вещества и за
счёт каких элементов играют роль окислителей,
восстановителей :
а) SO2+ Br2 +H2O = HBr + H2SO4
б) Ca + H2SO4 = CaSO4+ H2
в) Ca + H2SO4 = CaSO4 +SO2 + H2O
97
Вариант 10
Блок А.
1. Одно и то же количество металла соединяется с 0,2 г
кислорода и с 3,17г одного из галогенов. Определите
эквивалентную массу галогена.
2. Вычислите молярную массу эквивалента серной
кислоты , если при взаимодействии с КОН в результате
реакции образовались соли: а)кислая; б) средняя.
Напишите соответствующие уравнения реакций.
Блок Б.
1. Сформулируйте закон Гесса. В каких условиях
теплота реакции может быть заменена изменением
энтальпии процесса? Найдите энтальпию реакции по
величинам энтальпий образования исходных веществ и
конечных продуктов.
а) A12O3 + 3SO3=Al2(SO4)3
б) 4NH3 + 5O2=4NO + 6H2O
2. Определите соотношение между скоростью прямой и
обратной реакции при повышении давления:
3 H2 (г) + N2 (г) = 2NH3(г)+ Q
В какую сторону сместится равновесие этой реакции
при:
а) уменьшении температуры,
в) уменьшении давления?
Блок В.
1. Что такое потенциал ионизации, сродство к электрону,
электроотрицательность? Как изменяются эти величины в
группе и периоде с увеличением порядкового номера?
2. Цинк является микроэлементом, необходимым человеку
и животным, чтобы иметь здоровую кожу, волосы и ногти.
Составьте электронную формулу атома данного элемента,
98
укажите, к какому электронному семейству он относится,
приведите для него электронные аналоги.
Блок Г.
1. Смесь бромидов натрия NaBr и калия KBr применяется в
медицине при расстройствах нервной системы. Вычислите,
сколько бромид-анионов поступит в организм человека,
принявшего десертную ложку (10 мл) раствора,
концентрация которого составляет 3% (плотность 1 г/мл).
2. Определите температуру кипения и замерзания 10%-го
водного раствора сахара C12H22O11 .
Блок Д.
1. В растворе какой соли лакмус краснеет:NH4Cl,
CH3COONa, Na2CO3? Напишите уравнения гидролиза
карбоната натрия, укажите реакцию среды.
2. Выразите ионными уравнениями следующие процессы:
а) растворение гидроксида цинка в Н2SO4; б) действие
щелочи на раствор СuSO4; в) действие сероводорода на
серно-кислый никель ; г) взаимодействие с НCl хлорида
гидроксоалюминия; д) взаимодействие дигидрофосфата
кальция с Ca(OH)2.
Блок Е.
1. При взаимодействии магния с разбавленной азотной
кислотой образуются : нитрат магния, оксид азота (Ι) и
вода. Напишите уравнение реакции и, пользуясь методом
электронного баланса, подберите коэффициенты.
Определите молярную массу эквивалента окислителя,
восстановителя.
2. Какие из ионов Cu2+, S2-, Br-, Fe3+, Al3+ могут играть
роль окислителей, какие не могут и почему? Ответ
мотивируйте исходя из строения атомов элементов.
99
Вариант 11
Блок А.
1. 0,18 г двухвалентного металла взаимодействуют с 84
мл. кислорода (н.у.) Вычислите молярную массу
эквивалента металла и назвать его.
2. Определите фактор эквивалентности и молярную массу
эквивалента
хрома в следующих соединениях: CrO,
Cr2O3, CrCl3, K2Cr2O7.
Блок Б.
1.Сформулируйте закон Гесса. В каких условиях
теплота реакции может быть заменена изменением
энтальпии процесса? Найдите энтальпию реакции по
величинам энтальпий образования исходных веществ и
конечных продуктов:
а) Fe2O3+2Al = 2Fe+Al2O3
б) Fe2O3 + 3CO = 2Fe+3CO2
2. Определите соотношение между скоростью прямой и
обратной реакции при повышении давления:
2 NO (г) +Cl2 (г) = 2NOCl (г)
Исходные концентрации NO и Cl2 равны соответственно
0,5 и 0,2 моль/л. Вычислите константу равновесия, если к
моменту наступления равновесия прореагировало 20% NO.
Блок В.
1. При нагревании кремний легко взаимодействует с
кислородом, хлором, бромом, фтором. Объясните с точки
зрения строения атома механизм образования молекулы
SiF4 и иона SiF6. Может ли существовать ион CF62-?
2. Что характеризует и какие значения может принимать
главное квантовое число?
100
Блок Г.
1. Увеличение концентрации катионов кальция во
внутриклеточном растворе инициирует ряд биохимических
и физиологических процессов, поэтому в ряде случаев в
медицинской практике используется хлорид кальция.
Молярная концентрация раствора хлорида кальция равна
0,4 моль/л, плотность раствора составляет 1,14 г/мл.
Определите титр раствора, его массовую долю, молярную
концентрацию эквивалента, а также массу CaCl2 в 600 мл
этого раствора.
2. Почему растворы кипят при более высокой температуре,
чем чистые растворители? На сколько градусов повысится
температура кипения воды, если в 200 г воды растворить
43,2 г сахара C12H22O11?
Блок Д.
1. Концентрация ионов водорода в растворе равна 10-5
г-ион ⁄л.Определите рН раствора, рОН ,укажите реакцию
среды.
2. Выберите ряд, в котором все соли подвергаются
K2SO3; б) Mg(NO3)2,
гидролизу: а)MgCl2, Na3PO4,
Ba(NO3)2, NaCl; в) KBr, K2S, Cu(NO3)2; г)Na2S, ZnCl2,
NaNO3. Напишите уравнения гидролиза для этого ряда.
Блок Е.
1. Дайте определения понятиям: окислитель , восстановитель, процесс окисления , процесс восстановленияt.
Приведите примеры.
2. В уравнениях реакций определите окислитель и
восстановитель, их степени окисления, подберите
коэффициенты методом электронного баланса :
101
FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + K2SO4 + MnSO4 +
H2O,
SnCl2 + K2Cr2O7 + H2SO4 = Sn(SO4)2 + SnCl4 + Cr2(SO4)3 +
K2SO4 + H2O .
Вариант 12
Блок А.
1. .Сколько литров кислорода расходуется при сгорании 21
г магния, молярная масса эквивалента которого равна 12
г⁄моль?
2. В ветеринарии широко применяются соединения хлора в
качестве
дезинфицирующих
веществ.
Определите
молярную массу эквивалента хлора в следующих
соединениях: HClO, HClO2, ,HClO3, HClO4. Дайте
название этим соединениям.
Блок Б.
1. Сформулируйте закон Гесса. В каких условиях
теплота реакции может быть заменена изменением
энтальпии процесса? Найдите энтальпию реакции по
величинам энтальпий образования исходных веществ и
конечных продуктов:
а) 2СН3ОН+ЗО2 = 2СO2 +4Н2О,
б) СН3СOOН+202=2СO2+2Н2О.
2. Определите соотношение между скоростью прямой и
обратной реакции при повышении давления:
H2 (г) + CH3I (г) = CH4(г) + I2 (г).
Вычислите константу равновесия, если равновесные
концентрации реагирующих веществ [H2] = 0,004 моль/л,
[CH3I ] = 0,064 моль/л, [CH4] = 0,016 моль/л, [I2 ] = 0,016
моль/л.
102
Блок В.
1. Перманганат калия является антисептическим и
противобродильным
средством.
Определите
типы
химической связи в молекуле данного вещества. Что такое
электроотрицательность? Какой элемент в данном
соединении является наиболее электроотрицательным?
2. В оболочке электронейтрального атома элемента,
препараты которого в различных лекарственных формах
применяют как средство, ускоряющее рассасывание
продуктов воспаления, содержится 53 электрона.
Составьте электронную
формулу элемента, укажите
валентные электроны и максимальную степень окисления.
К какой группе, подгруппе, периоду он относится, металл
это или неметалл?
Блок Г.
1. Вычислите молярную концентрацию, молярную
концентрацию эквивалентов и титр 24%-го раствора
серной кислоты плотностью 1,184 г/мл. Определите массу
кислоты, которая содержится в 3 л этого раствора.
2. Что называется криоскопической и эбуллиоскопической
константами растворителя? Сколько граммов глюкозы,
которая часто используется в медицинской практике, надо
растворить в 100 г воды, чтобы понизить ее точку
замерзания на 1°С; повысить точку кипения на 1°С?
Блок Д.
1. Какие
гидроксиды
называются амфотерными?
Напишите уравнение диссоциации амфолита в кислой и
щелочной среде.
2. рН раствора равен 12. Вычислите концентрацию
гидроксид- ионов, определите рОН среды.
Блок Е.
103
1. Составьте окислительно-восстановительный ряд для
соединений азота, исходя из строения атома азота. Дайте
обоснованный ответ.
2. С помощью метода электронного баланса подберите
коэффициенты для реакции:
Fe2O3 + Na2CO3 + KNO3 → Na2FeO4 + CO2 +KNO2
Рассчитайте молярную массу эквивалентов окислителя и
восстановителя.
Вариант 13
Блок А.
1. Гидрид двухвалентного металла
содержит 4,76%
водорода. Определите
молярную массу эквивалента
металла, назовите металл.
2.Вычислите
молярную
массу
эквивалента
ортофосфорной кислоты, если при взаимодействии с
гидроксидом натрия
в результате реакций
были
получены две кислые соли и одна – средняя. Напишите
соответствующие
уравнения
реакций,
назовите
образовавшиеся соли.
Блок Б.
1. Что характеризует и какие значения принимает
орбитальное квантовое число?
2. Соединения калия (ацетат калия, нитрат калия)
относятся к мочегонным веществам, усиливающим
мочеотделение. Составьте электронную формулу атома
калия, укажите электронное семейство, к которому он
относится. Приведите для него полные и неполные
электронные аналоги.
Блок В.
1. Какая термодинамическая функция называется
энтропией? Каково ее статистическое толкование? Как
104
вычисляется изменение энтропии в равновесном
изотермическом процессе? Найдите изменение энтропии
в указанных ниже процессах при стандартных условиях:
N2+3H2=2NH3
H2+J2=2HJ
2. Как изменится скорость реакции SO2Cl2 (г) = SO2 (г) + Cl2
– Q при увеличении концентрации исходного вещества в
4 раза?
Как надо изменить: а) температуру, б) давление, в)
концентрацию, − чтобы сместить равновесие в сторону
прямой реакции – разложения SO2Cl2?
(г)
Блок Г.
1. Соединения магния используют в медицине при
заболеваниях нервной системы. Рассчитайте массу
сульфата магния, которая содержится в 300 мл 0,4М
раствора.
Определите
молярную
концентрацию
эквивалентов, моляльную концентрацию, массовую долю и
титр этого раствора, если плотность его равна 1,02 г/мл.
2. Определите процентную концентрацию раствора сахара
C12H22O11, если известно, что этот раствор закипает при
101°С.
Блок Д.
1. Ионы Na+, K+ поддерживают в организме водный режим,
участвуют в передаче нервных импульсов. Напишите
уравнение диссоциации веществ, содержащих эти ионы:
KCl, KNO3, NaNO3, Na2[PtCl4], Na3[Co(NO3)6].
2.Напишите уравнения реакций в молекулярной ионной и
сокращённой формах:
б)Fe(OH)2SO4 + H2SO4→…
а)KH2PO4 + KOH→…
в)NaHS + NaOH→… г)KCl + Na2[PtCl6]→…
д) Al(OH)3 + KOH →… .
105
Блок Е.
1. Какие ионы Сu2+, S2-,Br-, Fe3+, Al3+ могут играть роль
окислителей, а какие не могут и почему? Ответ
мотивируйте, исходя из строения атомов элементов.
2. Укажите в периодической системе элементы,
обладающие
наиболее сильными восстановительными
свойствами; наиболее
сильными окислительными
свойствами. Ответ мотивируйте. Приведите два примера
окислительно-восстановительных реакций.
Вариант 14
Блок А.
1. Вычислите процентное содержание серы в сульфиде
двухвалентного
металла, если
молярная
масса
эквивалента этого металла равна 29,46г⁄моль. Какой это
металл?
2. Определите молярную массу эквивалента каждого из
предложенных соединений: Al2S3, Al(OH)3,K2CO3,Mn2O3,
H2CrO4. К каким классам соединений относятся данные
вещества?
Блок Б.
1. Какая термодинамическая функция называется
энтропией? Каково ее статистическое толкование? Как
вычисляется изменение энтропии в равновесном
изотермическом процессе? Найдите изменение энтропии
кипения 1 кмоля воды Δhкип. (уд.) = 2,257 кДж/г при
стандартных условиях
2. Для реакции NO с Br2, в результате которой образуется
NOBr, предложен следующий механизм:
а) NO(г) + Br2(г) = NOBr2(г)
б ) NOBr(г) +NO(г) =2NOBr(г)
106
Напишите выражение скорости для каждой стадии
механизма реакции. Вычислите равновесные концентрации
всех веществ для реакции а, если исходные концентрации
[NO] = 0,3 моль/л, [Br2] = 0,4 моль/л, а к моменту
равновесия прореагировало 60% NO. Рассчитайте
константу равновесия. В каком направлении сместится
равновесие при уменьшении концентрации NO?
Блок В.
1. Йод участвует в гормональной деятельности
щитовидной железы: входит в состав тирозина – главного
гормона этой железы. Охарактеризуйте строение атома
этого элемента, составьте электронную формулу, укажите
электронное семейство, к которому относится данный
элемент. Чему равна спин-валентность йода в
невозбужденном состоянии и в разных степенях
возбуждения?
2. Что характеризует и какие значения принимает
магнитное квантовое число?
Блок Г.
1. Раствор этилового спирта применяют в медицине для
дезинфекции.
При
какой
температуре
будет
кристаллизоваться 40%- й раствор этилового спирта?
2. Какова будет масса отдельных химических элементов и
важнейших соединений в организме человека массой 70
кг? Средние массовые доли элементов, присутствующие в
человеческом организме, следующие: 62,5% кислорода,
19,5− углерода, 10,0− водорода, 3,0− азота, 1,7− кальция,
0,9− фосфора, 0,3− калия, 0,2− серы, 0,2− натрия, 0,04−
магния и 1,46% других элементов. Средние массовые доли
некоторых соединений в организме человека: 64%
неорганических веществ (60% воды, 4% минеральных
107
веществ), 36% органических веществ (19% белков, 15−
сахаров, 1− жиров,1− нуклеиновых кислот).
Блок Д.
1. Для комплексных ионов даны значения Кнест.. Напишите
уравнения вторичной диссоциации данных ионов, расположите их в порядке
увеличения их стойкости:
2+
.
-6
а)[Co(NH3)6] Kнест=8 10 ; б)[Cu(NH3)4]2+ Kнест = 4,6.10-14;
в) [PtCl4]2- , Kнест.= 1.10-16 ; г) [Fe(CN)6]3-,
Kнест.= 1.10-44.
2.Напишите все три ступени гидролиза соли CrCl3,
укажите реакцию среды раствора.
Блок Е.
1. Составьте электронные уравнения процессов окисления
и восстановления для реакций, идущих по схемам :
a) HClO4+H2SO3→HCl + H2SO4
б)AsH3 + HNO3 → H3AsO4 + NO2 + H2O
в)РbO2 + HCl → PbCl2 + Cl2 + H2O.
2. Типы окислительно- восстановительных реакций.
Приведите примеры различных типов реакций.
Вариант 15
Блок А.
1. Напишите уравнение реакции гидроксида железа с
серной кислотой, при которой образуется: а) сульфат
железа ΙΙ; б) гидроксосульфат железа ΙΙ.
Вычислите
молярную массу эквивалента Fe(OH)2 исходя из реакций.
2.Сульфид металла содержит 53% металла. Определите
молярную массу
эквивалента металла, если молярная
масса эквивалента серы равна 16г⁄моль.
108
Блок Б.
1. Какая термодинамическая функция называется
энтропией? Каково ее статистическое толкование? Как
вычисляется изменение энтропии в равновесном
изотермическом процессе? Найдите изменение энтропии
в указанных ниже процессах при стандартных условиях:
2NO+O2=2NO2
H2+Cl2=2HCl
2. Окисление серы и ее диоксида идут по уравнению:
а) S(т) +O2 (г) = SO2(г)
б) 2SO(г) + O2 (г) =2SO3(г)
Как изменятся скорости этих реакций, если объемы
каждой из систем уменьшить в 4 раза? Почему при
изменении давления не смещается равновесие системы а,
но смещается равновесие системы б. Ответ подтвердите
расчетом скоростей прямой и обратной реакций в
указанных системах до и после изменения давления в 4
раза.
Блок В.
1. Дайте определение понятию
«водородная связь».
Приведите
примеры
межмолекулярной
и
внутримолекулярной водородной связи. В чем различие
между ионной и водородной связью?
2. Молибден – один из важнейших микроэлементов,
входящий во многие ферменты, осуществляющие
окислительно-восстановительные процессы в клетке.
Составьте электронную формулу атома данного элемента,
укажите электронное семейство, к которому он относится.
Приведите пример полного и неполного электронного
аналога для молибдена.
109
Блок Г.
1. Препарат гидрокарбоната натрия применяют в медицине
при повышенной кислотности желудка. Определите массу
NaHCO3, необходимую для приготовления 5%-го раствора.
Рассчитайте
молярную
концентрацию,
молярную
концентрацию эквивалентов и титр этого раствора, если
плотность его равна 1,02 г/мл.
2. Какова процентная концентрация сахара C12H22O11, если
этот раствор замерзает при – 0,96°С?
Блок Д.
1. Вычислите рН 0,01 М раствора хлороводородной
кислоты .
2. Какие реакции возможны в водном растворе:
а) сульфид натрия + соляная кислота; б)гидроксид
магния +гидроксид натрия; в)гидрокарбонат кальция +
гидроксид кальция?
Блок Е.
1. Составьте электронные уравнения процессов окисления
и восстановления для реакций, идущих по схемам:
а) Н2S + H2SO3 → S + H2O
б) FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 +MnSO4 +K2SO4+
+H2O
Определите молярную массу эквивалентов окислителя и
восстановителя.
2. Для атома серы и его соединений написать ряд, в
котором будут отражены только окислители, только
восстановители и соединения, проявляющие двойственную
природу.
110
Вариант 16
Блок А.
1. При сгорании 1г меди образовалось 1,126 г оксида.
Вычислите молярную
массу эквивалента меди,
валентность меди, составьте формулу оксида и написать
формулу его гидроксида.
2. Как определить молярную массу эквивалента кислот?
Допишите уравнения реакций: а)H3AsO4+KOH→…
в)H3AsO4+3KOH→…
б)H3AsO4+2KOH→…
Назовите
полученные
соединения.
Рассчитайте
эквивалент мышьяковой кислоты исходя из реакций.
Блок Б.
1. Вычислите тепловой эффект Δ H реакции горения
этилового спирта:
С2Н5ОН (ж) + 3О2(г) = 2СО2 (г) + 3Н2О(ж)
2. Вычислите, во сколько раз уменьшится скорость
реакции, идущая в газовой фазе,
при понижении
температуры от 120 до 80° С, если температурный коэффициент реакции равен 3.
Константа равновесия для реакции 2HJ ↔ H2 + J2
при 347° С равна 1,56 · 10-2.
Вычислите равновесные концентрации йода и водорода,
если начальная концентрация HJ была равна 2моль/л.
Блок В.
1. Как изменяются металлические свойства элементов в
пределах группы и периода? Как это связано с величиной
энергии ионизации и сродства к электрону?
2. Натрий и калий являются биогенными элементами.
Организм человека содержит 0,2% калия и 0,14% натрия.
электронные
и
электронно-графические
Составьте
формулы атомов данных элементов. Укажите электронное
семейство, к которому они относятся. Какой из этих
111
элементов
обладает
наиболее
металлическими свойствами?
выраженными
Блок Г.
1. Растворы пероксида водорода применяют в медицине
для остановки кровотечения и обработки ран. Рассчитайте
количество H2O2, необходимое для приготовления 300 г
10%-го раствора. Определите молярную концентрацию,
молярную концентрацию эквивалентов и титр данного
раствора, если плотность его равна 1,01 г/мл.
2. Раствор, содержащий 6 г мочевины в 50 г воды,
замерзает при – 3,72°С. Вычислите молярную массу
мочевины.
Блок Д.
1. Составьте формулы солей, образованных следующими
ионами :а)К+и NO3-, Na+ и HSO3-1; б)Ca2+ и HS-, Мg2+и
НSO4- ; в)Zn2+ и SO42-; [Fe(OH)2]+ и Cl-; г) ZnOH+ и NO3- ;
AlOH2+ и SO42- .
2. В растворе соли состава СоСО3.Cl 4NH3 не обнаружены
NH3,ионы Со2- и СО32-.Весь хлор, содержащийся в составе
этой соли,образует АgCl. Составьте формулу данного
комплексного соединения, определите заряд
комплексообразователя.
Блок Е.
1. Какие реакции называются окислительно-восстановительными? Укажите, какие атомы или ионы окисляются и
какие восстанавливаются в реакциях:
2Al + 6 HCl = 2 ALCl3 + 3H2; Zn +2 HCl = Zn Cl2 + H2;
2 KJ + Cl2 =2KCl +J2.
2. Закончите уравнения реакций (учтите, концентрированная азотная кислота восстанавливается
до
NO2, а
разбавленная – до NO) :
112
а)C + HNO3(разб.) → СО2 + ?
б)S + HNO3(разб.)→SO2 +?
в)Ag + HNO3(конц.) →AgNO3 + ?
Вариант 17
Блок А.
1. При повышенной кислотности желудочного сока применяют NaHCO3, MgO. К каким классам неорганических
соединений относятся данные соединения? Рассчитайте
молярные массы эквивалентов этих веществ.
2. На восстановление 1,8г оксида металла израсходовано
883 мл (н.у.) водорода. Вычислите эквивалентные массы
оксида и металла.
Блок Б.
1. Зная теплоты образования воды и водяного пара,
вычислите теплоту испарения воды.
2. Как изменится скорость реакции, идущая в газовой
фазе, при повышении температуры на 60° С, если температурный коэффициент скорости данной реакции равен 2.
Напишите
выражение для константы равновесия
гетерогенной системы: C + H2O(г) ↔ CO + H2O. Как
следует изменить концентрацию и давление, чтобы
сместить равновесие в сторону обратной реакции –
образования водяных паров?
Блок В.
1. Составьте электронные формулы атомов элементов с
порядковыми номерами 12 и 20. В животном организме
основная часть данных элементов находится в костной
ткани, остальная распределяется в клетках тканей и
межклеточной жидкости. Назовите эти элементы, укажите
группу, подгруппу, период, где они находятся, в чем их
сходство и отличие?
113
2. Что называется ионизационным потенциалом? Как
изменяется значение ионизационного потенциала в периодах и подгруппах периодической системы элементов?
Блок Г.
1. Раствор перманганата калия обладает антисептическим
действием. Рассчитайте, сколько KMnO4 необходимо взять
для приготовления 200 мл 2%-го раствора, имеющего
плотность 1,01 г/мл. Определите молярную концентрацию,
молярную концентрацию эквивалентов и титр данного
раствора, если Мэкв= 1/5М.
2. Что называется осмотическим давлением? Каким
осмотическим давлением обладает при 0°С раствор, в 1 л
которого содержится1моль неэлектролита?
Блок Д.
1. Составьте уравнения гидролиза в ионной и молекулярной форме и укажите характер среды ( рН) для следующих
солей: а) нитрат кальция; б)сульфит натрия; в) сульфат
хрома( ΙΙΙ); г)цианид аммония; д) хлорид цинка; е)
сульфид натрия.
2.Гидроксид цинка растворяется в концентрированных
щелочах с образованием комплексного соединения ,
координационное число цинка
равно 4. Написать
уравнение реакции, для полученного
комплексного
соединения
написать
выражение
для
константы
нестойкости.
Блок Е.
1. Закончите уравнения реакций, учитывая, что хром
восстанавливается до трёхвалентного состояния:
C + K2Cr2O7 +H2SO4 → CO2+ ?
HJ + K2Cr2O7 + H2SO4 → J2 +?
H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 → S +?
114
2. Как изменяется восстановительная способность
металлов и окислительная способность их ионов в ряду
напряжений? Приведите примеры.
Вариант 18
Блок А.
1. Мышьяк
образует два оксида, из которых один
содержит 65,2% (масс.) мышьяка, а другой – 75,2 %
(масс).Определите эквивалентные массы мышьяка в
оксидах. Напишите формулы этих оксидов.
2. Найдите молекулярную формулу масляной кислоты,
содержащей по массе 54 ,5 % углерода, 36,4 – кислорода и
9,1 – водорода. Плотность её паров по водороду равна 44.
Блок Б.
1. Вычислите тепловой эффект Δ H реакции
восстановления одного моля Fe2O3 металлическим
алюминием.
2. Как изменится скорость реакции, идущая в газовой
фазе, при понижении температуры на 300 С , если температурный коэффициент скорости данной реакции равен 3.
Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной системы: C + CO2(г) ↔ 2CO. Как следует изменить
давление, чтобы повысить выход CO?
Блок В.
1. Квантовые числа. Как с их помощью характеризуется
положение электронов в атоме?
2. Кремний необходим животным на стадии развития
скелета. Он составляет около 0,01% от общей массы.
Составьте электронную формулу атома кремния, укажите
электронное семейство, к которому он относится. Чему
равна спин-валентность кремния в невозбужденном и
возбужденном состоянии?
115
Блок Г.
1. Ацетат калия используют в медицине как мочегонное
средство. Рассчитайте массу ацетата калия (CH3COOК),
необходимую для приготовления 150 мл 0,5М раствора.
Определите молярную концентрацию эквивалента и титр
данного раствора.
2.
Вычислите
осмотическое
давление
раствора,
содержащего 18,4 г глицерина C3H5(OH)3 в 1 л раствора
при 0°С; при 27°С.
Блок Д.
1. Определите концентрацию ионов водорода в растворе,
рН которого 6. Рассчитайте
концентрацию анионов
гидроксила, рОН раствора.
2.Составьте уравнение диссоциации хлорида алюминия,
гидроксохлорида алюминия, сульфата алюминия,
гидросульфата алюминия .
Блок Е.
1. Какую роль: окислителя или восстановителя –
выполняет кислород в окислительно- восстановительных
реакциях, выраженных уравнениями:
а) Аu2O3 → Au + H2O; б)F2 + H2O → HF + O2 ;
в) KClO3 →KCl + O2.
2. Какие из указанных ниже процессов представляют
собой окисление и какие восстановление :
Cl → Cl- ; S2- → S ; Na → Na+ ; Sn2+→ Sn3+; Ni → Ni2+ ;
Fe2+→Fe3+?
116
Вариант 19
Блок А.
1. В организме бор и его соединения оказывают влияние на
метаболизм
и
транспорт углеводов. Определите
молярную массу эквивалента
бора в приведённых
соединениях: В2О3, Н3ВО3, Na2B4O7.
2. Рассчитайте fэкв и молярную массу эквивалента двойной
соли для
реакций:
a) KAl(SO4)2 + 4NaOH = KAlO2 + 2Na2SO4+ 2H2O
б) KAl(SO4)2 4KOH =K3AlO3+2K2SO4 +3 H2O
Блок Б.
1. Газообразный этиловый спирт С2Н5ОН можно получить
при взаимодействии этилена C2H4(г) и водяных паров.
Напишите термохимическое уравнение этой реакции и
вычислите Δ H.
2. Во сколько раз следует увеличить концентрацию
водорода в системе
N2+3H2 ↔ 2NH3,
чтобы скорость реакции возросла в 100 раз?
Константа равновесия этой реакции при температуре
400°С равна 0,1. Равновесные концентрации водорода и
аммиака соответственно равны 0,2
и 0,08 моль/л.
Вычислите равновесную и начальную концентрацию азота.
Блок В.
1. Массовое число атома некоторого элемента равно 64, в
электронной оболочке атома содержится 29 электронов.
Составьте электронную формулу. Укажите число протонов
и нейтронов в ядре атома и название элемента, про
который известно, что его недостаток в организме
вызывает разрушение кровеносных сосудов, а также его
соединения необходимы для синтеза гемоглобина и
фосфолипидов.
117
2. Что называется сродством к электрону? Как изменяется
значение сродства к электрону в периодах и подгруппах
периодической системы элементов?
Блок Г.
1. Молярная концентрация эквивалентов хлорида бария
равна
2,5н.
Определите
молярную,
моляльную
концентрации, титр и массовую долю данного раствора,
если плотность его равна 1,18 г/мл.
2. Раствор формалина СН2О, который используют для
хранения анатомических препаратов, имеет осмотическое
давление, равное 4,48 атм при 0°С. Сколько граммов
формалина содержит 1 л раствора?
Блок Д.
1. Составьте уравнения реакций , протекающих с участием
водных растворов электролитов в молекулярной, ионной и
сокращённой ионной формах: а)между оксидом углерода
(ΙV) и гидроксидом бария; б) оксидом
кальция и
хлороводородной кислотой; в) иодидом калия и нитратом
свинца .
2. Чему равна концентрация ионов водорода , если рН=7,
рН=10 ?
Блок Е.
1. Соединения хлора имеют широкое применение в
ветеринарии. Ионы хлора играют большую роль в
образовании соляной кислоты в желудочном соке и в
поддержании кислотно-щелочного равновесия. Определите степень окисления хлора в соединениях: NaCl , KCl ,
Cl2, HClO4, KClO3, KClO , Ca(ClO)2.
2. Составьте полное уравнение реакции, уравняйте методом электронного баланса, определите молярную массу
эквивалента окислителя, восстановителя:
118
Cu2S + HNO3 → Cu(NO3)2 + H2SO4 + NO + H2O.
Вариант 20
Блок А.
1. Определите процентное содержание кислорода в оксиде,
металла равна 29,6 г⁄моль. Назовите металл,
если Мэкв
валентность которого равна 4.
2. Рассчитайте fэкв и молярную массу эквивалентов азота в
соединениях: Ca(NO3)2 , HNO3, HNO2, N2O5, NH3. Назовите
данные соединения.
Блок Б.
1. Определите, при какой температуре начнется реакция
восстановления Fe3O4 по следующему уравнению:
Δ H = +34,55кДж
Fe3O4 (т) + CO(г) = 3FeO(т) +CO2
2. Во сколько раз следует увеличить давление, чтобы
скорость образования
NO2 по реакции 2NО + O2 ↔ 2NO2 увеличилась в 1000 раз.
При некоторой температуре равновесие в данной системе
установилось
при
следующих
концентрациях
реагирующих веществ: [NО] = 0,2 моль/л, [O2] = 0,1
моль/л, [NO2] = 0,1 моль/л. Вычислите константу
равновесия и исходную концентрацию NО и O2.
Блок В.
1. Массовое число атома некоторого элемента равно 79, в
электронной оболочке атома содержится 34 электрона. Он
относится к микроэлементам, входит в состав ферментов,
защищающих клетки от пероксидов. Укажите число
протонов и нейтронов в ядре атома и название элемента.
Составьте электронную и электронно-графическую
формулу, его спин-валентность в невозбужденном и
возбужденном состоянии, укажите семейство, к которому
относится данный элемент.
119
2. Какой характер имеют связи в молекулах NCl3, CS2, NF3,
OF2, CO2? Укажите для каждой из них направление
смещения общей электронной пары.
Блок Г.
1. Хлорид цинка используется в качестве вяжущего и
асептического
средства.
Определите
молярную
концентрацию, молярную концентрацию эквивалентов,
массовую долю и титр раствора, содержащего 14 г ZnCl2 в
200 г раствора, плотность раствора равна 1,02 г/мл.
2. Какой раствор обладает большим осмотическим
давлением: содержащий в 1 л 18 г глюкозы С6Н12О6 или
содержащий в 1 л 18 г формалина СН2О? Дайте
мотивированный
ответ,
не
вычисляя
величин
осмотического давления.
Блок Д .
1. Соединения цинка обладают вяжущим, прижигающим
и антисептическим действием, поэтому ионы цинка входят
в состав некоторых мазей. Напишите уравнения
диссоциации солей :ZnSO4, ZnCl2 , Zn(NO3)2, Zn(HSO4)2,
(ZnOH)2SO4.
2. Желудочный сок имеет кислую среду (рН=2). Определите концентрацию ионов водорода, рОН, концентрацию
анионов гидроксила.
Блок Е.
1. Азотная кислота является сильным окислителем. В
организме животных нитрат - ионы восстанавливаются до
различных соединений. Составьте электронное уравнении
для реакции, определите окислитель, восстановитель.
Определите молярную массу их эквивалентов.
CuS + HNO3 → Cu(NO3)2 +H2SO4 +NO2 +H2O/
120
2. Дайте определение понятию «степень окисления».
Определите степени окисления серы, используя
соединения: сульфид натрия, сульфат калия , сульфат
алюминия, сульфит кальция, тиосульфат натрия.
Вариант 21
Блок А.
1. При взаимодействии одного объёма СО и одного
объёма хлора (Сl2) образуется один объём фосгена.
Рассчитайте массу 1л фосгена.
2. 1г металла соединяется с 0,27 г кислорода. Вычислите
молярную
массу,
если
его
валентность1.При
взаимодействии одного объёма СО и одного объёма хлора
(Сl2) образуется один объём фосгена. Рассчитайте массу
одного 1л фосгена.
2.1г металла соединяется с 0,27 г кислорода.Определите ,
какой это металл, если валентность его равна 4.
Блок Б.
1. Вычислите, при какой температуре начнется
диссоциация PCl5 по следующему уравнению:
Δ H = +92,59 кДж
PCl5 (г) = PCl3(г) + Cl2(г)
2. Реакция между оксидом азота (ІІ) и хлором идет по
уравнению:
2NО + Cl2 ↔ 2NOCl.
Как изменится скорость реакции при увеличении: а)
концентрации хлора в 2 раза; б) концентрации оксида
азота(ІІ) в 2 раза; в)концентрации обоих веществ в 2 раза?
Исходные концентрации в данной системе составляют
соответственно 0,5 и 0,2 моль/л. Вычислите константу
равновесия, если к моменту наступления равновесия
прореагировало 20% NО.
121
Блок В.
1. Составьте электронные формулы атомов элементов с
порядковыми номерами 7, 16, 24, 25. С точки зрения
строения атома объясните понятия «полные» и
«неполные» электронные аналоги.
2. При повышенной кислотности желудочного сока
применяют препарат гидрокарбонат натрия. Напишите его
формулу, составьте графическую и укажите типы связей в
молекуле. Какая из связей наиболее полярна?
Блок Г.
1. Хлороформ CHCl3 используется в медицине как обезболивающее средство. Определите массу CHCl3, необходимую для приготовления 250мл 3%-го раствора, плотность которого равна 1 г⁄мл. Рассчитайте молярную
концентрацию и титр данного раствора.
2. В 1 л первого раствора содержится 9 г глюкозы С6Н12О6,
в 1 л второго раствора – 17,1 г сахара C12H22O11.
Изотоничны ли эти растворы?
Блок Д.
1. Металлический хром нетоксичен , а соединения хрома
(ΙΙΙ) и хрома (VΙ) опасны для здоровья, они вызывают
раздражение кожи. Напишите полный гидролиз хлорида
хрома. Укажите реакцию среды.
2.Чему равен рН 0,001 н раствора соляной
кислоты(степень диссоциации кислоты равна 100%) ?
Блок Е.
1. Марганец в своих соединениях проявляет степени
окисления от нуля до +7. Приведите примеры
соединений. Напишите уравнения реакций с участием
перманганата калия в различных средах.
122
2. KMnO4 + HNO2 + H2SO4 → MnSO4 + HNO3 + K2SO4+
+H2O
Составьте электронные уравнения, определите окислитель, восстановитель, подсчитайте молярную массу их
эквивалентов.
Вариант 22
Блок А.
1. При взаимодействии 2,52 г железа с хлором
образовалось 7,32 г хлорида. Определите
молярную
массу эквивалента железа, валентность, если Мэкв(Сl)
равен 35,5 г⁄моль.
2. Рассчитайте молярную массу сернистой кислоты в
реакции: а)H2SO3 + KOH = KHSO3+ H2O;
б)H2SO3 +2KOH = K2SO3 +2H2O. Назовите полученные
соединения.
Блок Б.
1. Реакция взаимодействия метана с диоксидом углерода
идет по уравнению: CH4 (г) + CO2 (г) = 2СО (г) + 2Н2 (г)
Δ H = 247,37 кДж.
При какой температуре она начнется?
2. Реакция идет по уравнению А + В = 2С. Начальная
концентрация вещества А равна 0,22 моль/л, а через 10 с –
0,215 моль/л. Вычислите среднюю скорость реакции. Как
изменилась за это время концентрация вещества В? Как
следует изменить давление, чтобы повысить выход С?
Блок В.
1. Недостаток содержания данного элемента в корме
животных вызывает остеопороз и другие заболевания.
Порядковый номер его 20. Назовите элемент. Укажите
количество протонов и нейтронов в ядре атома, составьте
электронную формулу, укажите валентные электроны.
123
2. Вычислите разность относительных электроотрицательностей атомов для связей H-O и O-As. Какая из связей
более полярна? К какому классу гидроксидов относится
As(OH)3?
Блок Г.
1. В лечебной практике используют 3% -й водный раствор
пероксида водорода, а также 30%-й раствор H2O2
(пергидроль). Какой объем воды надо добавить к 5 мл 30%
- го раствора H2O2 , чтобы получить 3% - й раствор?
2. В чем выражается аналогия между осмотическим
давлением и давлением газов? Рассчитайте величину
осмотического давления раствора, в 1 л которого
содержится 34,2 г сахара C12H22O11 , при 0°С; при 27°С.
Блок Д.
1. Определите величину, знак заряда комплексного иона и
координационное
число
комплексообразователя
в
соединениях: K[AlCl4], Na3[AlF6], H[BF4]. Напишите
выражения для констант нестойкости комплексных ионов.
2. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые
выражаются ионными уравнениями:
Ca2++CO32+ =CaCO3; Fe3+ +3OH- =Fe(OH)3; H+ + OH- =H2O.
Блок Е.
1. Какие из ионов могут играть роль окислителя,
восстановителя ? Почему? MnO4-, MnO42-, NO2-, S2- ,
ClO4- , Cr2O72-, NH4+.
2. При недостатке йода в организме животных наблюдается заболевание щитовидной железы, если в организме
содержание йода ниже 10-5% . Для реакции составьте
электронные уравнения, определите окислитель, восстановитель, подсчитайте молярные массы их эквивалентов.
124
Вариант 23
Блок А.
1. При взаимодействии 3,24 г трёхвалентного металла с
избытком кислоты
выделяется 4,03 л
водорода.
Определите, какой это металл.
2. Рассчитайте молярную массу эквивалента хлора в
соединениях: HClO4, KClO3, Ca(ClO)2, CaCl2,
Ca(ClO2)2..Назовите данные соединения.
Блок Б.
1. Какие из карбонатов: BeCO3, CaCO3 или BaCО3− можно
получить по реакции взаимодействия соответствующих
оксидов с CO2? Какая реакция идет наиболее энергично?
Вывод сделайте на основе расчета Δ G0298 реакций.
2. Как изменится скорость реакции 2NО + O2 ↔ 2NO2 ,
если уменьшить объем реакционного сосуда в 3 раза?
Напишите выражение константы равновесия процесса. В
каком
направлении
сместится
равновесие
этой
экзотермической реакции при уменьшении давления в
системе? При повышении температуры?
Блок В.
1. Как изменяются неметаллические свойства элементов с
увеличением порядкового номера в периодах и главных
подгруппах? Объясните эти изменения исходя из строения
атомов на примере элементов IA группы и элементов 3
периода.
2. Марганец является биогенным элементом и одним из
десяти металлов жизни, необходимых для нормального
протекания
процессов
в
живых
организмах.
Охарактеризуйте строение атома марганца, составьте
электронную формулу, укажите спин-валентность в
возбужденном состоянии, электронное семейство, к
которому он относится.
125
Блок Г.
1. Раствор хлорида кальция применяется в лечебной
практике
в
качестве
кровоостанавливающего
и
противоаллергического средства. Определите массу
катионов кальция, поступающих в организм при приеме
внутрь столовой ложки раствора (15 мл), содержащего в
100 мл гексагидрата хлорида кальция 10г препарата.
Определите массовую долю и молярную концентрацию
раствора, если для приготовления лекарственного
препарата 90 г гексагидрата хлорида кальция растворили в
800 мл воды (плотность = 1,083 г/мл).
2. Раствор, содержащий 3 моля свекловичного сахара
C12H22O11 в 1л, изотоничен с раствором KNO3 c
концентрацией
1,8
моль/л.
Вычислите
степень
диссоциации KNO3 в указанном растворе.
Блок Д.
1. Какая из приведённых концентраций соответствует
кислой среде:
[OH-] = 10-10моль ⁄л; [OH-1] =10-3моль ⁄л; [H+] = 10-10моль ⁄;
[H+]=10-12моль ⁄ л.
2. Напишите гидролиз соли, образованной сильным
основанием и слабой многоосновной кислотой, укажите
реакцию среды.
Блок Е.
1. Исходя из строения атомов, определите, могут ли в
каких- либо реакциях играть роль окислителя: а) атомы
натрия; б) ионы натрия; в) ионы кислорода; г) атомы йода;
д) ионы алюминия. Ответ обоснуйте.
2. В уравнениях реакций определите окислитель,
восстановитель , их степени окисления, подберите
коэффициенты методом электронного баланса:
Zn + KNO3 + KOH → K2ZnO2 + NH3 + H2O;
126
Fe + HNO3(разб) → Fe(NO3)3 + NH4NO3 + H2 O.
Вариант 24
Блок А.
1.Какую массу железа можно получить из 2т железной
руды, содержащей 94% Fe2O3? Рассчитайте молярную
массу эквивалента железа в оксиде.
2. Рассчитайте молярную массу эквивалента олова в
соединениях: SnO, SnO2, Sn(OH)2, Sn(NO3)2, H2SnO2.
Блок Б.
1. При взаимодействии газообразных сероводорода и
диоксида углерода образуются пары воды и сероуглерода
CS(г). Напишите термохимическое уравнение этой реакции
и вычислите ее тепловой эффект.
2.Определите, на сколько градусов следует повысить
температуру, чтобы скорость реакции возросла в 8 раз,
если температурный коэффициент скорости реакции 3.
Напишите выражение константы равновесия реакции CS2(г)
+ 3O2 = CO2(г) + 2SO2(г). Как надо изменить давление, чтобы
увеличить выход продуктов реакции?
Блок В.
1. Элемент, атому которого соответствует электронная
формула 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p5, в живом
организме находится в основном в щитовидной железе в
виде гормонов и играет важную роль в метаболических
процессах. Назовите элемент, составьте электроннографическую формулу валентных электронов, укажите
спин-валентность в невозбужденном состоянии и в разных
степенях возбуждения. К какому периоду, группе,
подгруппе он относится? Металл это или неметалл?
2. Сформулируйте принцип Паули, запрет Паули.
127
Блок Г.
1. В желудочном соке человека массовая доля соляной
кислоты составляет в среднем 0,5%. Сколько моль HCl
содержится в 500 г желудочного сока? Рассчитайте
молярную концентрацию, молярную концентрацию
эквивалентов и титр HCl, принимая плотность равной 1
г/мл.
2. Осмотическое давление 0,1М раствора FeSO4 при 0°С
равно 1,7 атм. Чему равна степень диссоциации FeSO4 в
этом растворе?
Блок Д.
1. В растворе каких солей фенолфталеин не изменяет
окраску: Na2CO3 , ZnSO4, Na3PO4 , Na2S, AlCl3, CaCl2,
NaCl?
2. Вычислите рН 0,001 М раствора азотной кислоты.
Определите рОН раствора.
Блок Е.
1. Среди перечисленных веществ укажите вещества,
которые могут проявлять только окислительные свойства:
KClO3, K2Cr2O7 ,H2S , PbO2, KClO4 , Fe , KJ , HNO3.
2. Составьте схемы окислительно – восстановительных
реакций и определите, к какому типу они относятся:
а)SO2 + Br2 + H2O → H2SO4 +…
б)K2MnO4 + Cl2 → KMnO4 …
в)NaNO3 → NaNO2 + …
г)Cl2 + KOH → KClO + …
128
Вариант 25
Блок А.
1. При сгорании 2 г магния было получено 3,315 г
оксида магния. Вычислите молекулярную массу эквивалента магния.
2. Найдите простейшую формулу вещества, содержащего
(по массе) 43,4% натрия, 11,3 - углерода, 45,3 - кислорода.
Блок Б.
1. При взаимодействии газообразных метана и сероводорода и диоксида углерода образуются сероуглерод CS2(г)
и водород. Напишите термохимическое уравнение этой
реакции и вычислите ее тепловой эффект.
2. Определите, во сколько раз увеличится скорость
реакции N2 + O2 = 2NO, если увеличить количества
веществ азота и кислорода в реакционной системе в 2 раза
при постоянном объеме.
В каком направлении сместится равновесие этой
эндотермической реакции при а) уменьшении давления; б)
при понижении температуры; в) при увеличении
концентрации O2?
Блок В.
1. Характеристика химической связи. Типы химической
связи. Определите тип химической связи в молекулах
фторидов: HF, GeF4, CaF2, OF2, NF3.
2. Медь участвует в процессах кроветворения и
ферментативного окисления, входит в состав нескольких
ферментов. На примере строения атома меди, составив его
электронную формулу, объясните исключение из правила
Клечковского, понятие «провал» электрона.
129
Блок Г.
1. Нитрат калия используется в медицинской практике как
мочегонное средство. Рассчитайте массу KNO3 ,
необходимую для приготовления 300 мл 8% - го раствора,
плотность которого равна 1,054 г/мл. Определите
молярную концентрацию, молярную концентрацию
эквивалентов и титр данного раствора.
2. Определите массу глицерина C3H5(OH)3 , которую
необходимо взять на 2 л воды, чтобы получить раствор с
температурой кипения 106°С.
Блок Д.
1.Чему равна концентрация ионов водорода, если рН = 7;
рН = 10?
2. Составьте ионные и молекулярные уравнения реакции
гидролиза сульфата алюминия, укажите реакцию среды.
Блок Е.
1. Среди перечисленных реакций укажите те, в которых
азот проявляет окислительные свойства:
а) 4NH3 + 3 O2 = 6H2O +2 N2
б)As2O3 + 2 HNO3 + H2O = 2 H3AsO4 + 2NO
в)Br2 + HNO2 + H2O = HNO3 +2HBr
г)3PbS + 8HNO3 = 3S + 2NO + 3Pb(NO3)2 + 4H2O
2. Чем отличаются окислительно-восстановительные
реакции от реакций ионного обмена? Приведите примеры.
130
КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА №2
Вариант №1
Блок А.
1. Термическим разложением какого вещества можно
получать
кислород: а)NaNO3; б)CaCO3; в)Ca(OH)2
г)NH4NO3?
2. Составьте уравнения химических реакций, с помощью
которых можно осуществить превращения.Укажите
условия их протекания:
а) оксид азота(ΙΙ) → оксид азота (ΙV) → азотная кислота →
нитрат аммония.
Блок Б:
1. Дайте определения понятиям: групповой реактив,
мешающие ионы, специфические реакции. Приведите
примеры.
2. Особенностью соли РbCl2 является способность её
растворяться : а) в растворе щелочи ; б) в горячей
воде; в) в концентрированном растворе NH4OH .
Блок В.
1. Сколько граммов карбоната натрия Na2CO3 было взято,
если после растворения его в мерной колбе на 250 мл и
доведения водой до метки из полученного раствора было
взято 25 мл пипеткой и на титрование этого количества
раствора пошло 20,2 мл 0,101н раствора соляной кислоты?
2. Рассчитайте, сколько граммов KMnO4 нужно взять для
приготовления 100 мл 0,5н раствора. Среда кислая.
Определите титр этого раствора.
131
Вариант№2
Блок А.
1. Какое количество вещества NH3 содержится в 500 мл
его 32,5%−го раствора (ᵖ =0,888)?
2. Напишите реакцию растворения амфотерных оксидов в
растворах кислот и щелочей.
Блок Б.
1. Важнейшим условием проведения реакции на ион К+
является: а) уксусно-кислая среда раствора; б) нагревание ;
в) отсутствие мешающих ионов.
2. Специфической является реакция:
а)FeCl3 + 3 NaOH = Fe(OH)33 + 3NaOH
б)FeCl3 + K3PO4 = FePO4 + 3KCl
в)FeCl3 + 3KCNS = Fe(CNS)3 + 3KCl
Блок В.
1. На титрование раствора, содержащего химически
чистый карбонат натрия, требуется 22мл 0,12н раствора
соляной кислоты. Рассчитайте массу карбоната натрия в
растворе.
2. В мерной колбе емкостью 250 мл растворили 0,7112 г
химически чистого оксалата аммония (NH4)2C2O4. Какой
объем перманганата калия с титром 0,00142 г/мл пойдет на
титрование в кислой среде 25 мл полученного раствора
оксалата аммония? Напишите уравнение реакции, протеекающей при титровании.
Вариант№3
Блок А.
1. Какие металлы вытесняют свинец из растворов его
соли: а) марганец; б) алюминий; в) серебро; г) медь? Напишите уравнение реакции.
132
2. Кальций в организме животных участвует в передаче
нервных импульсов. Напишите уравнения реакций, с
помощью которых можно осуществить следующие
превращения: кальций → гидрид кальция → гидроксид
кальция→ нитрат кальция → оксид кальция.
Блок Б.
1. Аналитической является реакция: а) взаимодействия
хлорида бария с нитратом натрия ; б) сульфатом железа
и роданидом калия; в) водой и карбонатом калия.
Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной
форме.
2. К какой группе анионов относится сульфат – ион
(SO42-)? Укажите групповой реагент и напишите
качественную реакцию для данного иона.
Блок В.
1. На титрование 20 мл раствора азотной кислоты израсходовано 15 мл 0,12н раствора гидроксида калия.
Вычислите молярную концентрацию эквивалентов и титр
раствора азотной кислоты; массу азотной кислоты в 250 мл
такого раствора.
2. Навеску 0,718 г химически чистого оксалата аммония
растворили в мерной колбе емкостью 200 мл. На
титрование 25 мл полученного раствора в кислой среде
расходуется 18,9 мл перманганата калия. Вычислите титр
перманганата калия.
Вариант № 4
Блок А.
1. Усилению действия гормонов способствует содержание в организме марганца. Какие соединения марганца
могут проявлять только окислительные свойства: а)
KMnO4 , б) K2MnO4, в) MnO2, г) Mn2O7?
133
2. Минерал родонид имеет следующий состав: 41,93 %
марганца,21,43− кремния, 36 ,36 − кислорода. Определите
химическую формулу родонида.
Блок Б.
1. Какие ионы относятся к шестой аналитической группе?
Напишите уравнение реакции действия группового
реактива на ион Сu.
2. Напишите формулы а) красной кровяной соли
(турнбулева синь); б) желтой кровяной соли
(берлинская лазурь). Напишите диссоциацию этих
соединений и константу их нестойкости.
Блок В.
1. Сколько граммов серной кислоты содержится в растворе, если на титрование этого раствора израсходовано 15,15
мл раствора гидроксида натрия с титром, равным 0,004904
г/мл?
2. На титрование 0,1135 химически чистого оксалата
натрия в присутствии серной кислоты израсходовано 20,75
мл раствора перманганата калия. Определите молярную
концентрацию эквивалентов и титр раствора перманганата
калия.
Вариант №5
Блок А.
1. Укажите названия и формулы кислородных кислот хлора и их кальциевых солей. Как изменяются их окислительные свойства с увеличением степени окисления хлора?
Какая реакция является исходной для получения кислородных соединений хлора?
2. Как получить сероводород, имея цинк, серу и серную
кислоту? Укажите два возможных пути его получения.
134
Рассчитайте, сколько серы потребуется для получения 20 л
сероводорода при н.у.
Блок Б.
1.Перечислите ионы, относящиеся к пятой аналитической
группе. Укажите групповой реактив. Напишите уравнения
реакций в молекулярной и ионной форме.
2.Осуществите превращения: HgCl2 → HgJ2 → K2[HgJ4].
Дайте название реактиву K2[HgJ4].
Блок В.
1. Сколько граммов карбоната натрия содержится в 250 мл
раствора, если на титрование 25 мл раствора карбоната
натрия требуется 20,2 мл 0,1010 н раствора соляной
кислоты?
2. Раствор, содержащий 0,1070 г оксалата натрия,
оттитрован в присутствии серной кислоты 21,5 мл
раствора перманганата калия. Определите молярную
концентрацию эквивалентов и титр перманганата калия.
Вариант №6
Блок А.
1. Чем существенно отличается действие разбавленной
азотной кислоты на металлы от действия соляной и
разбавленной серной кислот? Какой
атом или ион
является окислителем в первом и какой во втором случае?
Составьте уравнения реакций взаимодействия разбавленной азотной кислоты с ртутью и с кальцием.
2. Гипс применяется в медицине для лечения переломов
конечностей. В природе
гипс
встречается в виде
.
кристаллогидрата СaSO4 10 H2O. При нагревании он
превращается в так называемый полуводный гипс,
который и применяется для наложения гипсовой повязки.
Напишите реакцию получения этого гипса.
135
Блок Б.
1. Почему осадок гидроксида марганца белого цвета
быстро темнеет? Напишите соответствующие уравнения
реакции.
2. Осуществите превращения:
АlCl3 → Al(OH)3 → KAlO2 →Al(OH)3 .Укажите условия
проведения реакций.
Блок В.
1. Навеску 1,0606 г химически чистого карбоната натрия
растворили в колбе объемом 200 мл. На титрование 20 мл
полученного раствора израсходовано 24,45 мл раствора
соляной кислоты. Определите молярную концентрацию
эквивалентов и титр раствора соляной кислоты.
2. Определите молярную концентрацию эквивалентов и
титр раствора перманганата калия, если 38,5 г KMnO4
растворили в мерной колбе емкостью 250 мл (среда
щелочная).
Вариант №7
Блок А.
1. При растворении в кислоте 5 г извести, содержащей
примесь СаСО3, выделилось 140 мл газа , измеренного
при н. у. Сколько процентов углекислого
кальция
содержала известь?
2. Как из аммонийно-алюминиевых квасцов получить: а)
аммиак; б) сульфат бария; в) гидроксид алюминия; г)
алюминат калия? Напишите уравнения соответствующих
реакций в молекулярной, ионно-молекулярной, в
сокращённом виде.
136
Блок Б.
1. Напишите уравнение реакции превращения трехвалентного хрома в шестивалентный, используя в качестве
окислителя KMnO4.
2. Опишите ход анализа открытия иона К+ в присутствии
иона NH4+.
Блок В.
1. Сколько граммов гидроксида натрия содержится в 500
мл раствора, если на титрование 20 мл этого раствора
расходуется 20,8 мл соляной кислоты с титром 0, 002022
г/мл?
2. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалентов и
титр раствора перманганата калия, если на титрование 10
мл этого раствора в кислой среде было израсходовано 9,5
мл 0,1514 н раствора щавелевой кислоты H2C2O4.
Вариант №8
Блок А.
1. Какие оксиды хрома взаимодействуют с водой: CrO;
Cr2O3; CrO3 ? Напишите уравнения реакций.
2. Можно ли назвать РbO2 перекисью свинца? Ответ мотивируйте.
Блок Б.
1. Как открыть ионы К+ и Na+ в смеси? Написать
уравнения реакций.
2. Напишите уравнения реакции растворения Al(OH)3 и
Zn(OH)2 в избытке щелочи (NaOH или KOH).
Блок В.
1. На титрование раствора серной кислоты требуется 20 мл
гидроксида натрия с титром 0,004614 г/мл. Рассчитайте,
сколько граммов серной кислоты содержится в растворе.
137
2. Какую навеску щавелевой кислоты необходимо
растворить в мерной колбе емкостью 200 мл, чтобы на
титрование 10 мл этого раствора было затрачено 12,85 мл
раствора перманганата калия, титр которого 0,004875 г/мл
(среда кислая)?
Вариант №9
Блок А.
1. Что представляют собой такие соединения, как цинковые белила, хлорная известь, глауберова соль, сулема,
карборунд, киноварь, сурик? Напишите их формулы,
укажите область их применения.
2. Продолжительное хранение растворов едкого натра в
стеклянной посуде приводит к заметному разъеданию
стекла. Объясните это явление и составьте уравнение
реакции.
Блок Б.
1. Опишите ход анализа открытия иона Pb2+ в
присутствии иона NH4+.
2. Напишите реакцию действия перекиси водорода в
щелочной среде на сульфат хрома (ΙΙΙ).
Блок В.
1. Рассчитайте массу гидроксида калия в растворе, если на
его титрование израсходовано 15,4 мл серной кислоты с
титром 0,002656 г/мл.
2. Какую навеску оксалата аммония (NH4)2C2O4
необходимо растворить в мерной колбе емкостью 250 мл,
чтобы на титрование 10 мл этого раствора было затрачено
15,2 мл раствора перманганата калия, титр которого равен
0,006340 г/мл?
138
Вариант№10
Блок А.
1. Что такое поташ? Как получить это соединение, имея
серно-кислый калий, гидроксид бария, углекислый кальций, хлористый водород? Составьте уравнения реакций.
2. Одинаковое ли количество серной кислоты потребуется
для растворения 40 г никеля, если в одном случае взять
концентрированную кислоту, а в другом− разбавленную?
Сколько граммов серной кислоты пойдёт на окисление
никеля в первом и во втором случае? Сделайте расчет.
Блок Б.
1. Опишите методику открытия иона кобальта (Co2+) в
присутствии всех ионов шестой аналитической группы.
Напишите уравнения реакций.
2. Напишите уравнение реакции растворения хлорида
магния в присутствии NH4OH. Почему в реакции
прибавляют NH4Cl по каплям?
Блок В.
1. На титрование навески 0,1560 г химически чистой
янтарной кислоты H2C4H4O4 израсходовано 26 мл раствора
гидроксида калия. Вычислите молярную концентрацию
эквивалентов и титр раствора гидроксида калия.
2. Какой объем 0,02 н раствора перманганата калия
требуется для окисления 0,1 моль-экв. соли Мора?
Составьте уравнение реакции, протекающей при
титровании.
Вариант№11
Блок А.
1. Сколько граммов серной кислоты потребуется для
растворения 50 г ртути? Сколько из них пойдёт на окисле-
139
ние ртути? Можно ли взять для растворения ртути
разбавленную серную кислоту?
2.Как получают аммонийные соли? Приведите реакции их
получения. Перечислите характерные свойства этих солей,
укажите практическое применение наиболее важных
солей.
Блок Б.
1. Осуществите превращения:
ZnSO4 →Zn(OH)2 → K2ZnO2. Напишите уравнения
реакций в молекулярной , ионной форме.
2.На какой из ионов первой аналитической группы
действует Na3[Co(NO2))]? Напишите уравнение в
молекулярной, ионной форме.
Блок В.
1. Навеску 0,6 г щавелевой кислоты H2C2O4 растворили в
мерной колбе объемом 100 мл. На титрование 20 мл
полученного раствора израсходовано 18,34 мл раствора
гидроксида натрия. Рассчитайте молярную концентрацию
эквивалентов и титр раствора гидроксида натрия.
2. Сколько граммов перманганата калия потребуется на
окисление 0,4 моль-экв. щавелевой кислоты в кислой
среде?
Вариант №12
Блок А.
1. В каких из перечисленных ниже соединений сурьма
играет роль металла, а в каких нет: SbH3, SbCl3, K2H2Sb2O7,
(NH4)3SbO4, Sb2(SO4)3. Дайте обоснованный ответ.
2.Сколько тепла выделяется при сжигании
1 м3
светильного газа, имеющего следующий состав : 50 %
водорода , 35− метана ,8 − оксида углерода(ΙΙ) ,2 − этилена
и 5% негорючих смесей.
140
Блок Б.
1. Напишите уравнение реакции действия гидротартрата
натрия на соли, содержащие ионы калия и аммония.
2. Что такое специфическая реакция? Приведите
примеры. Напишите реакции в молекулярной ионной
форме. Укажите условия их проведения.
Блок В.
1. В мерной колбе на 500 мл растворена серная кислота. На
титрование 25 мл полученного раствора расходуется 26,2
мл раствора гидроксида натрия с титром 0,00361 г⁄мл.
Сколько граммов серной кислоты содержится в мерной
колбе?
2. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалентов и
титр раствора перманганата калия, если на титрование
навески 0,1228 г химически чистой щавелевой кислоты
H2C2O4 расходуется 30 мл раствора перманганата калия.
Вариант № 13
Блок А.
1. Укажите различия в химических свойствах щелочных
металлов подгруппы меди. Опишите их отношение к
кислороду, воде, разбавленным кислотам, опишите силу
образуемых гидроксидов. Чем можно объяснить это
различие?
2. Назовите металлы четвёртой группы, похожие по
строению атома с углеродом. Составьте формулы их
оксидов, гидроксидов, укажите их характер. В чём
проявляются у этих элементов неметаллические свойства?
141
Блок Б.
1. Почему соляная кислота и её соли являются групповым
реактивом на ионы второй аналитической группы?
Ответ мотивируйте. Напишите уравнения реакций в
молекулярной и ионной форме.
2. Напишите специфическую реакцию действия перекиси водорода в щелочной среде на соединения
Сr2(SO4)3. Составьте электронное уравнение, используя
метод электронного баланса. Определите молярную
массу эквивалента окислителя, восстановителя.
Блок В.
1. Навеску 0,456 г H2C2O4 растворили в мерной колбе
объемом 250 мл. На титрование 25 мл полученного
раствора израсходовано 8,22 мл раствора гидроксида
натрия. Определите молярную концентрацию эквивалентов и титр раствора гидроксида натрия.
2. На окисление 25 мл 0,12 н раствора соли Мора в кислой
среде требуется 30 мл раствора перманганата калия.
Определите молярную концентрацию эквивалентов и титр
раствора перманганата калия.
Вариант № 14
Блок А.
1. Вольфрам и молибден в организме животных катализируют дыхательные процессы. Участвуют в окислительновосстановительных процессах в организме. Напишите
реакции получения этих элементов из их соединений,
опишите их химические свойства.
2. Сколько литров хлора выделится при взаимодействии 1
моля бихромата натрия (Na2Cr2O7) c избытком соляной
кислоты? Составьте
окислительно–восстановительную
реакцию, определите окислитель, восстановитель. Проведите соответствующие расчёты.
142
Блок Б.
1. Опишите ход разделения осадков катионов второй
аналитической группы. Напишите соответствующие уравнения реакций, соблюдая последовательность анализа.
2. Опишите реакции открытия иона ртути [Hg2]2+.Почему
белый осадок окрашивается в чёрный цвет?
Блок В.
1. Сколько граммов гидроксида натрия было в растворе,
если на нейтрализацию этого раствора израсходовано 10
мл раствора соляной кислоты, молярная концентрация
эквивалентов которого равна 0,1024?
2. Рассчитайте молярную концентрацию раствора перекиси
водорода, если на титрование 9,5 мл этого раствора
израсходовано 15 мл 0,13 н раствора перманганата калия в
кислой среде. Составьте соответствующее уравнение
реакции.
Вариант №15
Блок А.
1. Из каких природных соединений получают металический алюминий? Опишите процессы, происходящие у
катода и анода при его получении. Укажите основные
области его применения.
2. Составьте уравнения химических реакций, с помощью
которых можно осуществить превращения: нитрат скандия
→ гидроксид скандия → оксид скандия → сульфид
скандия → гидроксид скандия. Укажите условия их
протекания.
Блок Б.
1. Каким реактивом пользуются для удаления ионов
Рb2+ из раствора? Напишите уравнение реакции для
143
перевода растворимой соли свинца в (PbOH)2CO3. Дайте
название полученному соединению.
2. Напишите реакции действия группового реактива на
ионы третьей аналитической группы. Укажите условия
проведения реакций.
Блок В.
1. При титровании навески гидроксида натрия массой
0,1102 г (растворенной в произвольном количестве воды)
израсходовано 24 мл раствора соляной кислоты.
Рассчитайте молярную концентрацию эквивалентов и титр
раствора соляной кислоты.
2. Сколько граммов перманганата калия нужно взять для
приготовления 1 л раствора с титром 0,008348 г/мл?
Вариант №16
Блок А.
1. Оксид двухвалентного металла содержит 19,66%
кислорода. Определите атомную массу металла, напишите
формулу его оксида, гидроксида и укажите их свойства.
2. Какие вещества получатся при насыщении раствора
едкого натра(NaOH) оксидом углерода(ΙV),оксидом
серы(ΙV), сероводородом? Напишите уравнения
соответствующих реакций и рассчитайте, сколько литров
СО2 могут поглотить 10 г едкого натра.
Блок Б.
1. Напишите реакции диссоциации K3[Fe(CN)6] ,
K4[Fe(CN)6], укажите заряд комплексообразователя в
каждом из этих соединений.
2. Напишите реакцию образования тетрароданида калия,
укажите условия протекания реакции.
144
Блок В.
1. Сколько граммов буры Na2B4O7 · 10H2O содержится в
400 мл 0,1н раствора? Рассчитайте титр этого раствора.
2. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалентов
раствора перекиси водорода, если на титрование 25 мл
этого раствора в кислой среде израсходовано 15 мл 0,15н
раствора перманганата калия.
Вариант №17
Блок А.
1. При пропускании избытка аммиака через раствор массой
600 г с массовой долей азотной кислоты 42% получили
нитрат аммония массой 300 г. Определите выход нитрата
аммония.
2. С помощью каких реакций можно осуществить
следующие превращения:
C →CO2 →K2CO3→ CaCO3 → CO2 → Ca(HCO3)2
→CaCO3? Напишите уравнения соответствующих реакций.
Блок Б.
1.Закончите уравнение реакции:
CuSO4 + K4[Fe(CN)6] =… Напишите ионное уравнение
реакции.
2. Дайте общую характеристику анионов второй
аналитической группы. Напишите уравнение реакции
взаимодействия нитрата свинца с сульфатом натрия в
иной форме.
Блок В.
1. Сколько граммов гидроксида кальция находилось в
растворе, если на его нейтрализацию было затрачено 0,5
моль-экв. кислоты?
145
2. Навеска 0,2113 г щавелевой кислоты H2C2O4 растворена
в воде и оттитрована в кислой среде 42 мл раствора
перманганата калия. Определите молярную концентрацию
эквивалентов и титр раствора перманганата калия.
Составьте соответствующее уравнение реакции.
Вариант № 18
Блок А.
1. Технический цинк массой 1,32 г обработали избытком
раствора серной кислоты. Выделившийся водород занял
при нормальных условиях объём 445 мл. Определите
массовую долю цинка в техническом металле.
2. В соединении калия с кислородом массовая доля
металла составляет 44,8%. Определите простейшую
формулу этого соединения. Определите молярную массу
эквивалента этого соединения.
Блок Б.
1. Как открыть ионы хлора в присутствии ионов Br-, J- ?
2. Хлорид железа при взаимодействии с растворами ацетатов образует ацетат железа, который при нагревании
легко подвергается гидролизу с образованием осадка
основной соли ацетата железа (ΙΙΙ). Напишите уравнение реакции, подтверждающее этот процесс.
Блок В.
1. Определите молярную концентрацию эквивалентов и
титр раствора серной кислоты, если известно, что на
нейтрализацию 0,09 моль-экв. щелочи необходимо 20 мл
раствора этой кислоты.
2. Рассчитайте, сколько граммов перманганата калия
необходимо взять для приготовления 150 мл 0,4н раствора
в кислой среде. Определите титр этого раствора.
146
Вариант №19
Блок А.
1. Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах окислительно-восстановительных реакций с
участием хрома:
а)Cr2(SO4)3 + Br2 + NaOH → Na2CrO4 + NaBr +Na2SO4+H2O
б)SnCl2+ K2Cr2O7 + H2SO4 →J2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
2. Определите массовую долю кристаллизационной воды в
медном купоросе.
Блок Б.
1. Укажите условия проведения анализа по обнаружению
ионов серебра в растворе. Все реакции напишите в ионной
и молекулярной форме.
2. Укажите характерные реакции на ион аммония.
Напишите уравнения этих реакций в ионной форме.
Блок В.
1. Для нейтрализации 22 мл 0,15н раствора щелочи
потребовалось 35 мл раствора серной кислоты. Сколько
граммов H2SO4 содержится в 1 л такого раствора?
2. На титрование в кислой среде 12,5 мл 0,15н раствора
щавелевой кислоты израсходовано 11,75 мл раствора
перманганата калия. Определите молярную концентрацию
эквивалентов и титр раствора перманганата калия.
Составьте уравнение соответствующей реакции.
Вариант №20
Блок А.
1. Три химических элемента: калий, фосфор и азот, −
проявляющие в соединениях степени окисления +1 (К)? +5
(Р), -3(N), необходимы для жизненной деятельности как
растений, так и животных. Напишите соединения, образо-
147
ванные калием и азотом, азотом и водородом, калием и
кислородом, калием и углеродом.
2. Для лечения аскаридоза лошадей применяют соединение
серы с углеродом – сероуглерод. Руководствуясь положением этих элементов в ПСЭ и рядом электроотрицательности, составьте формулу данного соединения. Напишите
уравнение этого соединения с кислородом.
Блок Б.
1. Лабораторный журнал и его оформление. Напишите
пример аналитической реакции, оформите записи в журнале согласно схеме.
2. Специфическая реакция открытия иона NH4+. Укажите
условия обнаружения иона аммония. Напишите
уравнения реакции.
Блок В.
1. Сколько граммов гидроксида кальция содержится в 1 л
раствора, если на нейтрализацию 50 мл этого раствора
израсходовано 10 мл 0,1н раствора соляной кислоты?
2. Какую навеску щавелевой кислоты H2C2O4 нужно взять,
чтобы на ее титрование в кислой среде затратить 20 мл
0,04н раствора перманганата калия? Составьте уравнение
соответствующей реакции.
Вариант№21
Блок А.
1. Из перечисленных атомов и ионов: H, Cl-, P, O2-,C,
Pb2+,N,O – получите восемь веществ, загрязняющих
окружающую среду в сельской местности. Укажите тип
химической связи в них, дайте им название.
2. Составьте уравнения химических реакций, с помощью
которых можно осуществить превращения: оксид марган148
ца(ΙV) → хлорид марганца → марганец → сульфат
марганца→ марганцовая кислота.
Блок Б.
1. Напишите реакцию действия реактива Несслера при
обнаружении иона аммония.
2. Напишите уравнения реакций действия соляной
кислоты на ионы второй аналитической группы в
молекулярной и ионной форме.
Блок В.
1. На нейтрализацию 12 мл раствора азотной кислоты с
титром 0,008505 г/мл израсходовано 36 мл раствора
гидроксида кальция. Рассчитайте молярную концентрацию
эквивалентов и титр раствора гидроксида натрия.
2. Навеску 0,7850 г щавелевой кислоты растворили в
мерной колбе 250 мл. 10 мл полученного раствора
оттитровали в кислой среде 25 мл раствора перманганата
калия. Определите молярную концентрацию эквивалентов
и титр раствора перманганата калия. Составьте уравнение
соответствующей реакции.
Вариант №22
Блок А.
1. Какие из приведённых реакций возможны: а) оксид
цинка + гидроксид натрия; б) диоксид кремния + вода;
в) гидроксид алюминия + гидроксид натрия; г) хлорид
калия + гидроксид натрия? Составьте уравнения реакций в
молекулярном и ионном виде.
2. Сколько литров кислорода образуется при действии
67,2 л диоксида углерода на перекись натрия? Какое
практическое применение имеет эта реакция?
149
Блок Б.
1. Что положено в основу деления ионов на шесть
аналитических групп? Дайте определения понятиям:
частная реакция, специфическая реакция. Приведите
примеры аналитических реакций.
2. Напишите уравнения реакций открытия катиона (Аl3+) в
молекулярном и ионном виде.
Блок В.
1. Какой объем 0,03н раствора уксусной кислоты требуется
для нейтрализации раствора, содержащего 0,0855 г
гидроксида бария?
2. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалентов
раствора сульфата железа (II) FeSO4 , если на титрование
10 мл этого раствора в кислой среде израсходовано 25 мл
0,12н раствора перманганата калия. Составьте уравнение
соответствующей реакции.
Вариант №23
Блок А.
1. Какую валентность проявляют в соединениях медь и
серебро? Какие оксиды и гидроксиды они образуют? В
каких кислотах растворяются медь и серебро? Напишите
уравнения соответствующих реакций, составьте к ним
электронные уравнения .
2. Определите массовую долю кристаллизационной воды в глауберовой соли (Na2SO4 ·10 H2O). Где в ветеринарной практике находит применение это соединение?
Блок Б.
1. Катион пятой аналитической группы Мn2+. Напишите
уравнение реакции действия группового реактива на ион
марганца, приведите для него пример специфической
реакции.
150
2. Желтая кровяная соль образует осадок красно- бурого
цвета с CuSO4. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной форме. Для комплексного соединения
напишите выражение К(нест.).
Блок В.
1. Сколько граммов гидроксида калия содержится в 1 л
25%−го раствора, плотность которого 1,24 г/мл?
Рассчитайте титр и молярную концентрацию эквивалентов
этого раствора.
2. Определите молярную концентрацию эквивалентов и
титр раствора перманганата калия, полученного
растворением 76 г KMnO4 в мерной колбе объемом 500 мл
в кислой среде.
Вариант №24
Блок А.
1. При прокаливании смеси хлората калия и хлорида
калия массой 50г выделился газ объёмом 6,72 л (н.у.).
Определите массовую долю хлорида калия в исходной
смеси солей.
2. Чему равна масса безводного сульфата железа (ΙΙΙ),
который содержится в 800 мл 10 % -го раствора
(плотность раствора 1,1 г ⁄ мл)?
Блок Б.
1. Опишите методику открытия иона Hg2+ . Получите
реактив Несслера. Напишите реакции в молекулярной и
ионной форме.
2. Составьте электронный баланс для реакции:
H2MnO4 + H2C2O4 = H3[Mn(C2O4)3] + CO2 +H2O.
Расставьте коэффициенты, определите окислитель,
восстановитель. Рассчитайте молярную массу их
эквивалентов.
151
Блок В.
1. Определите молярную концентрацию эквивалентов и
титр раствора фосфорной кислоты, если в 3 л раствора
содержится 19,6 г H3PO4 .
2. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалентов и
титр раствора щавелевой кислоты, если на титрование в
кислой среде 15 мл этого раствора израсходовано 30 мл
0,02н раствора перманганата калия.
Вариант№25
Блок А.
1. С какими кислотами взаимодействует железо при
комнатной температуре: а) серная кислота (конц.), б)
серная кислота (разб.), в) соляная кислота ,
г) азотная кислота (конц.)? Напишите уравнения
реакций.
2. В какой группе находятся два восстановителя : а)SnCl2,
PbO2 ; б)SnCl4, PbO2; в) Na2PbO2, SnCl4 ; г)SnCl2,
Na2SnO2 ? Обоснуйте ответ.
Блок Б.
1. Характеристика анионов, их классификация.
Напишите уравнения качественных реакций для анионов:
SO42-, CO32-, PO43-.
2. Какая реакция обнаружения иона аммония является
качественной? Напишите уравнение соответствующей
реакции.
Блок В.
1. Определите молярную концентрацию эквивалентов и
титр раствора соляной кислоты, если на титрование 0,25
152
моль-экв. буры Na2B4O7 · 10H2O израсходовано 22 мл
данной кислоты.
2. Какой объем 0,02н
раствора перманганата калия
достаточен для окисления 0,112 моль-экв. сульфата железа
(II) FeSO4 в кислой среде? Составьте уравнение
соответствующей реакции.
153
ПРИЛОЖЕНИЯ
Таблица 1
Растворимость солей, кислот и гидроксидов (оснований) в воде
Катионы
H+
Na+
NH4+
Ва2+
Са2+
Mg2+
А13+
Мn2+
Zn2+
Сг2+
Fe2+
Fe3+
Со2+
Ni2+
Sn2+
Рb2+
Cu2+
Ag+
Hg+
Hg2+
Анионы
ОН– Cl – Вг–
I–
S2– SO
SO
PO
2−
3
2−
4
3−
4
СO SiO NO CН3CO
2−
2−
−
O–
3
3
3
р
р
р
м
н
н
н
н
н
н
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
н
м
м
н
н
н
р
р
р
н
н
н
н
н
н
р
р
р
н
м
р
р
р
р
р
р
р
р
р
н
н
н
н
н
н
н
и
р
р
р
н
н
н
н
н
н
н
р
н
н
-
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
м
р
р
р
р
н
н
н
н
н
н
.
-
р
р
р
р
м
р
н
н
р
р
р
р
р
м
р
н
н
н
р
р
р
н
н
н
н
н
н
н
н
н
н
н
н
н
н
н
н
н
н
н
-
р
р
р
р
н
р
м
м
р
н
н
н
н
н
н
н
н
н
н
н
н
н
н
-
-
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
м
р
Обозначения: р — растворимое вещество; н —
нерастворимое; м — малорастворимое; «-» не существует в
растворе вследствие гидролиза или не получено.
154
Таблица 2
Степень диссоциации кислот, оснований и солей
в водных растворах при 18°С
Электролит
Степень диссоциации
Формула
в 1 н растворах
в 0,1 н растворах
Кислоты
Азотная
Соляная
Бромистоводная
Иодистоводная
Серная
Щавелевая
Фосфорная (орто)
НNO3
HCl
HBr
HI
H2SO4
Н2С2О4
Н3РО4
82
78
51
-
92
91
90
90
58
31
26
Фтороводородная
HF
-
15
Уксусная
Угольная
Сероводородная
Борная
Синильная
Гидроксид калия
Гидроксид
натрия
Гидроксид
аммония
Типа Мe+ AnТипа Мe2 An2Типа Мe2+ A
СН3СООН
0.4
Н2СО3
H2S
Н3ВО3
HCN
Основания
КОН
77
1.3
0.17
0.07
0.01
0.007
89
NaOH
73
84
NH4OH
0.4
1,3
Соли
KCI, KNO3
К2СО3, Na2S
BaCI2
86
74
73
Типа Мe3 An3Типа Мe3+ An3-
К3PO4
Сг(NO3)3,
А1Сl3
Типа Мe2+ An2+ CuSO4, ZnSO4
Примечание. Для сильных электролитов
кажущейся степени диссоциации.
155
65
60
приведены
40
значения
Таблица 3
Константы диссоциации некоторых слабых электролитов
Электролит
Азотистая
Борная: 1-я cтyпень
2-я ступень
3-я ступень
Вода
Йодноватая
Мышьяковая 1-я
ступень
Мышьяковистая
1-я ступень
Ортофосфорная
1-я ступень
2-я ступень
3-я ступень
Плавиковая
Сернистая, 1-я
ступень
2-я ступень
Синильная
Угольная, 1-я
ступень
2-я ступень
Хромовая, 1-я
ступень
2-я ступень
Муравьиная
Уксусная
Щавелевая, 1-я
ступень
2-я ступень
Формула
Кислоты
HNO2
Н3ВО3
Константа
диссоциации, k
Н2О
НIO3
H3AsO4
4*10–4
5.7*10–10
4.0*10–13
4.0* 10–14
1,8* 10–16
1.67*10–1
3.62*10–3
H3AsO3
5.8*10–10
Н3Р04
7.51*10–3
HF
H2SO3
6.23* 10–8
2.2*10–13
7.4* 10–3
1.3* 10–2
HCN
Н2С03
5*10–6
7.2*10–10
4.3* 10–7
Н2СrO4
5.6*10–11
1.8*10–1
НСООН
CH3COOH
Н2С204
3.2*10–7
1.77*10–4
1.86*10–5
5.9* 10–2
6.4*10–5
156
Гидроксид аммония
Гидроксид бария
2-я ступень
Гидроксид калия
2-я ступень
Гидроксид свинца
1-я ступень
2-я ступень
Основания
NH4OH
Ва(ОН)2
1.79*10–5
2.3*10–1
Са(ОН)2
3.0*10–2
Pb(OH)2
9.6*10–2
3*10–8
Таблица 4
Концентрации катионов водорода, гидроксид-ионов, рН и рОН
для разбавленных водных растворов кислот, оснований, солей
[H+ ] 100 10–1 10– 10–3 10– 10–5 10–6 10– 10– 10– 10– 10– 10– 10– 10–
2
4
7
8
9
10
11
12
13
14
pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
[ОН-] 10– 10– 10– 10– 10– 10–9 10–8 10– 10– 10-- 10–4 10– 10–2 10–1 10–0
10
8
Слабокислая
Кислая
Сильнокислая
Среда
pOH 14 13 12 11 10 9
157
7
6
5
7
6
5
3
4
3
2
1
Сильнощелочная
11
Щелочная
12
Слабощелочная
13
Нейтральная
14
0
Таблица 5
Степень гидролиза 0,1 М растворов некоторых солей при 25°С
Формула
соли
NaHSO3
NaH2PO4
NaHCO3
NH4C1
CH3COONa
NaHS
Na2CO3
Na2HC03
NaCIO
Na2B4O7
Степень
гидролиза, %
0,0002
0,0004
0,005
0,007
0,007
0,1
0,13
0,13
0,18
0,5
Формула
Степень
соли
гидролиза, %
CH3COONH4
0,5
KCN
1,2
A12(S04)3
3,5
Na2CO3
5,0
NH4HS
7,0
Fе(СН3СОО)3
32,0
Nа3Р04
34,0
Al(CН3COO)3
40,0
Na2S
99,0
(NH4)2S
99,0
Таблица 6
Константы нестойкости некоторых комплексных ионов
Комплексный
ион
[Ag(NH3)2]+
[Cd(NH3)4]2+
[Со(NH3)6]3+
[Сu(NН3)4]2+
[Ni(NH3)4]2+
[Zn(NH3)4]2+
[Ag(CN)2][Cd(CN)4]2[Со(СN)4]2[Cu(CN)4]2[Ni(CN)4]2-
Значение
константы
нестойкости
9*10–8
8*10–8
8*10–6
6*10–36
5*10–14
2*10–9
4*10–9
1*10 -21
8* 10–20
5*10–28
3* 10–16
Комплексный
ион
[Zn(CN)4]2[Fe(CN)6]4[Fe(CN)6]3[Hg(CN)4]2[Fe(CNS)6]3[Hg(CNS)4]2[CdCl4]2[CdJ4]2[NgC14] 2[HgBr 4]2[HgJ4]2-
158
Значение
константы
нестойкости, Kн
2*10–17
1*10–37
1*10–44
4*10–41
5*10–3
1*10–22
9*10–3
5*10–7
6*10–17
2*10–22
5*10–31
Таблица 7
Относительная злектроотрицательность элементов
(по Полингу)
Группа
1
Н 2.l
Li 1.0
Na 0.9
К 0.9
2
3
Be 1.5
Mg l.2
Ca 1.0
В 2.0
Al l. 5
Sc l.3
Сu 1.9
Rb 0.8
Zn l.6
Sr l.0
Ga l.6
Y 1.2
Ag l.9
Cs 0.7
Аu 2.4
Fr 0.7
4
5
6
С 2.5
Si 1.8
Ti l. 5
N 3.0
P 2.1
V 1.6
О 3.5
S 2.6
Cr l.6
F 4.0
C1 3.0
Mn l.7
Ge l.8
Zr l.6
As 2.0
Nb l.6
Se 2.4
Mo 1.8
Br 2.8
Tc l.9
Cd l.7
Ba 0.9
In 1.7
Sn l.8
La-Li
Hf l.3
1.0–1.2
Sb l.9
Та 1.5
Те 2.1
W 1.7
J 2.5
Re 1.9
Hg l.9
Ra 0.9
T1 1.9 Pb l.9
Ac-Md
1.1–1.2
Bi l.9
Po 2.0
At 2.2
159
7
8
Pe l.9
Co 1.9
Ni 1.9
Ru 2.2
Rh 2.2
Pd 2.2
Xe 2.6
Os 2.2
Ir 2.2
Pt 2.2
Таблица 8
Электродные потенциалы в водных растворах при 25°С и
при парциальном давлении газов, равном нормальному
атмосферному давлению
Значение стандартного
электродного потенциала
(Е°), В
- 3,045
- 2,925
- 2,866
-2,714
-2,363
- 1,662
- 1,628
- 1,180
- 0,763
- 0,744
-0,44
-0,40
-0,28
-0,25
-0,14
-0,13
- 0,036
0,00
0,34
0,79
Электродный процесс
Li+ + е = Li
К+ + е = К
Са2+ + 2е = Са
Na+ + е = Na
Mg2+ + 2e = Mg
Аl3+ + Зе = А1
Ti2+ + 2е = Ti
Мn2+ + 2е = Мn
Zn2+ + 2е = Zn
Сг3+ + Зе = Сг
Fe2+ + 2е = Fe
Cd2+ + 2е = Cd
Со2+ + 2е = Со
Ni2+ + 2е = Ni
Sn2+ + 2e=Sn
Рb2+ + 2e = Pb
Fe3++ 3e = Fe
2H++ 2e = H2
Cu2++ 2e = Cu
Hg 22 + +2e = 2Hg
Ag+ + e = Ag
Hg2+ + 2e = Hg
Pt2+ + 2e = Pt
A4 + 3e = A4
0,80
0,85
1,20
1,50
160
Таблица 9
Номенклатура кислот и средних солей
Название кислоты
Формула
Азотистая
Азотная
Борная (орто)
Бромисто-водородная
Двухромовая
Иодоводородная
Кремневая
Марганцовая
Серная
Сернистая
Сероводородная
Хлороводородная
(соляная)
Угольная
Уксусная
Фосфорная (орто)
НNО2
НNО3
Н3ВО3
НВг
Н2Сг2O7
HI
H2Si03
HMnO4
H2SO4
H2S03
H2S
HC1
Фосфорная (мета)
НРОз
Фтороводородная
(плавиковая)
Хлорноватистая
НF
Хлористая
Хлорноватая
Хлорная
Хромовая
Цианисто-водородная
(синильная)
Щавелевая
H2C03
СНзСООН
H3PO4
Название соли
русская
межд..
номенклатура
номенклатура
Азотистокислые
Нитриты
Азотнокислые
Нитраты
Борнокислые
Бораты
Бромистые
Бромиды
Двухромовокислые Дихроматы
Йодистые
Иодиды
Кремнекислые
Силикаты
Марганцовокислые Перманганаты
Сернокислые
Сульфаты
Сернистокислые
Сульфиты
Сернистые
Сульфиды
Хлористые
Хлориды
Углекислые
Уксуснокислые
Фосфорнокислые
(орто)
Фосфорнокислые
(мета)
Фтористые
Карбонаты
Ацетаты
Фосфаты
(орто)
Фосфаты
(мета)
Фториды
Гипохлориты
НСlО2
НСlО3
НСlО4
Н2СrO4
НСN
Хлорноватистокисл
ые
Хлористокислые
Хлорноватокислые
Хлорнокислые
Хромовокислые
Цианистые
Хлориты
Хлораты
Перхлораты
Хроматы
Цианиды
Н2С2О4
Щавелевокислые
Оксалаты
НСlО
161
Кислоты — сложные вещества, содержащие катион
водорода и анион кислотного остатка.
Соли — сложные вещества, содержащие катион
металла или аммония NH4+ и анион кислотного остатка.
162
Таблица 10
Некоторые окислители и продукты их восстановления
Формула, название
Галогены: F2, Cl2, Br2, I2
Концентрированная серная
кислота Н2SO4
Концентрированная азотная
кислота НNO3
Разбавленная азотная кислота
НNO3
Перманганат калия КMnO4
Бихромат калия К2Сr2O7
Хромат калия К2СrO4
Оксид свинца (4)
Cоли Fe (3)
Соли Вi(3)
Йодат калия КJО3
Хлорноватистая кислота НСlO,
Гипохлориты (КСlO)
Бертолетова соль (КСlO3)
Перекись водорода (Н2О2)
Продукты восстановления
окислителя
Галогенид-ионы: F-,Cl-, Br,- I-SO2- малоактивные металлы:
Cu,Pb- более активные
металлы:
Zn, Fe, Al, H2S — активные
металлы: Сa, Mg
NO2 — металлы;NO —
неметаллы
О — малоактивные металлы:
Cu,Pb, О2 — более активные
металлы:
Zn, Fe, Al, NH3, NH4+, NO2
— активные металлы: Сa, Mg
Mn2+ — кислотная среда
MnО2— нейтральная,
слабощелочная среда;
К2MnO4 — сильнощелочная
среда
3+
Cr — кислотная среда
[Cr(OH)6]3- -щелочная среда
Оксид свинца (2)
Cоли Fe(2)
Bi0
I2
Cl2, Cl-
163
Cl2, ClН2О
Таблица 11
Некоторые восстановители и продукты их окисления
Продукт окисления
восстановителя
Водород Н2
Ион водорода Н+
Металлы Ме°
Ионы металлов Men+
Галогенид –ионы F-, Cl-, Br-, Галогены: F2, C12, Вг2, I2
IСероводород H2S, сульфиды Cepa S
(No2S)
Сернистая
кислота, Серная кислота, сульфаты
(H2SO4) K2SO4)
сульфиты (HSO3, К2SО3)
Азотная кислота, нитраты Азотная кислота, нитраты
(HN03, NaNO3)
(HNO2, NaNO2)
2+
Соли Fe
Соли Fе3+
Соли Sn2+
Соли Sn4+
Соли Мn2+
МnО2
—
нейтральная,
слабощелочная
среда;
2(МnО4) — кислая среда;
Соли Сг3+
СrО42- — щелочная среда
Перекись водорода
O2
Формула, название
164
Таблица 12
Плотность водных растворов хлорида натрия при 20°С
Концентрация
Плотность
ρ , г/мл
% (масс.)
моль/л
г/л
1,005
1
0,1720
10,05
1,012
2
0,3464
20,24
1,027
4
0,7026
41,06
1,041
6
1,060
62,48
1,056
8
1,445
84,47
1,071
10
1,831
107,0
1,086
12
2,228
130,2
1,100
14
2,636
154,1
1,116
16
3,055
178,5
1,132
18
3,485
203,7
1,148
20
3,927
229,5
1,164
22
4,380
256,0
1,180
24
4,846
283,2
1,197
26
5,325
311,2
165
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК
Основной
1. Глинка И.Л. Общая химия. — М.: Интеграл
Пресс, 2001. — 727 с.
2. Химия: учебное пособие / под ред.
В.В. Денисова. — М.: ИКЦ МарТ, 2003. — 464 с.
3. Цитович И.К. Курс аналитической химии. — М.:
Высш. шк., 2004. —495 с.
1.
2.
3.
4.
5.
ŠДополнительный
Князев
Д.А.
Неорганическая
химия
/
Д.А. Князев, С.Н Смарыгин. — М.: Высш.шк.,
2000. — 429 с.
Общая химия. Биофизическая химия. Химия
биогенных элементов. — М.: Высш.шк., 2000. —
559 с.
Коровин И.В.Общая химия. — М.: Высш.шк.
1998. — 557 с.
Основы аналитической химии: в 2 кн. — М.:
Высш.шк.,1999. — 351 с.
Сборник задач и упражнений по общей и
неорганической химии: пособие для вузов /
Н.Н. Павлов, В.И. Фролов и др. — М.: Дрофа,
2005. — 239 с.
166
СОДЕРЖАНИЕ
3
Предисловие……………………………………………….
4
Введение …………………………………………………..
5
Содержание дисциплины ………………………………..
9
Раздел 1. Энергетика химических процессов…………
Тема 1. Скорость химических реакций и химическое
9
равновесие ……………………………………………….
Лабораторная работа № 1. Влияние различных
9
факторов на скорость химических реакций ……
22
Раздел 2. Строение атома и химическая связь …………
22
Тема 2. Строение атома …………………………………….
27
Тема 3. Химическая связь ………………………………….
31
Раздел 3. Растворы …………………………………………
Тема 4. Понятие эквивалента и молярной массы
31
эквивалента …………………………………………………
Лабораторная работа № 2. Определение молярной массы
32
эквивалента цинка ……………………………………..
Тема 5. Концентрации растворов …………………………… 42
Лабораторная работа № 3. Приготовление раствора
43
поваренной соли (NaCl) заданной концентрации ………….
Раздел 4. Реакции в растворах электролитов. Гидролиз
49
солей …………………………………………………………..
Лабораторная работа № 4. Гидролиз солей. Реакции в
49
растворах электролитов ……………………………………
61
Тема 6. Окислительно-восстановительные реакции ……….
Лабораторная работа № 5. Окислительно61
восстановительные реакции (ОВР) …………………………
67
Тема 7. Комплексные соединения …………………………..
67
Лабораторная работа № 6. Комплексные соединения……...
77
Контрольные работы …………………………………………
Приложения ………………………………………………….. 154
Библиографический список…………………………………. 166
167
Составители: Бокова Татьяна Ивановна
Юсупова Галина Павловна
Кусакина Наталья Алексеевна
Чемерис Марина Сергеевна
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Практикум по выполнению лабораторных работ,
самостоятельных заданий и контрольных работ.
Редактор Н.К. Крупина
Компьютерная верстка Т.А. Измайлова
Подписано в печать, 15 декабря 2010
Формат 60х84 1/16 Объем 4,6 уч - изд.л. Тираж 100 экз.
Изд. № 219. Заказ № 112
Отпечатано в издательстве НГАУ «Золотой колос»
630009, РФ, г. Новосибирск, ул. Добролюбова 160, офис 106.
Тел.факс (383) 267-09-10. E-mail : [email protected]
168