Программа и задачи по курсу - Нижегородский государственный

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ
НИЖЕГОРОДСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
им. Н. И. ЛОБАЧЕВСКОГО
Химический факультет
Кафедра высокомолекулярных соединений
и коллоидной химии
ПРОГРАММА И ЗАДАЧИ
по общей химии для студентов-биологов первого курса
Нижний Новгород, 2001
2
УДК 540
Программа и задачи по общей химии для студентов-биологов
первого курса / Сост. С.Д. Зайцев. – Н.Новгород: ННГУ, 2001. –
57 с.
В методическом пособии дается рабочая программа по курсу "Общая химия", приводятся характерные задачи различной
степени сложности по разделам курса. Пособие предназначено
студентам первого курса биологического факультета.
Составитель:
доцент С.Д.Зайцев
Рецензент:
профессор Н.В.Карякин
Нижегородский государственный университет им. Н. И. Лобачевского
2001
3
ВВЕДЕНИЕ
Химия – это наука о свойствах веществ и их превращениях,
которые сопровождаются изменением состава и строения. Химия
играет главную роль среди естественных наук, поэтому независимо от того, какую из них предпочтут выбрать в качестве своей
профессии студенты, они нуждаются, по крайней мере, в ознакомлении с основными законами химии, чтобы полученные впоследствии специальные знания легли на прочный фундамент. На
химические законы и методы исследования опираются все естественные науки, в том числе и биология. Используя современный
арсенал физико-химических методов синтеза, анализа и выделения веществ, химия успешно объясняет важнейшие биологические закономерности на молекулярном и субмолекулярном уровнях. Были интерпретированы химические механизмы таких фундаментальных явлений, как фотосинтез, биологическое окисление, процессы метаболизма и др. С помощью специальных экспериментов вскрыты основные закономерности химической эволюции, приводящие нас к истолкованию процесса возникновения
жизни. С химических позиций объяснены явления наследственности и биосинтеза белков, жиров, углеводов и прочих биомолекул. Изложенное выше обусловливает необходимость изучения
студентами-биологами общих закономерностей химических явлений, развития химического мышления и применения полученных знаний на практике.
В предлагаемое методическое пособие включены рабочая
программа лекционного курса "Общая химия" для студентов
биологического факультета дневного отделения и типовые задачи
по различным разделам курса. Разделы описательной химии могут быть рекомендованы студентам для самостоятельного изучения, поскольку этот материал в значительной мере изучался ими
в школе. Это позволяет сосредоточить внимание в лекциях на
наиболее трудных вопросах курса. Разумеется, проработать на
семинарских занятиях все задачи не представляется возможным,
поэтому часть из них рекомендуется студентам для домашних заданий.
4
РАБОЧАЯ ПРОГРАММА
по общей химии для студентов первого курса биологического
факультета дневного отделения
1. Введение. Атомно-молекулярная теория. Предмет химии. Значение химии. Роль химии в биологии. Понятие о веществе. Простые и сложные вещества. Физические и химические явления. Атомно-молекулярная теория: введение в историю. Работы Ломоносова, Лавуазье, Дальтона. Понятие об атоме. Атомная
единица массы. Относительная атомная масса. Понятие о химическом элементе. Изотопы. Понятие о молекуле. Относительная
молекулярная масса. Молекулярные и структурные формулы.
Молекулярная и кристаллическая аллотропии. Моль. Молярная
масса. Стехиометрические законы химии: закон сохранения массы, закон постоянства состава, закон кратных отношений, закон
эквивалентов. Понятие эквивалента, эквивалентной массы. Расчет
эквивалентной массы простого и сложного вещества. Эквивалентный объем. Газовые законы: закон парциальных давлений
Дальтона, закон простых объемных отношений Гей-Люссака, закон Авогадро и следствия из него. Молярный объем газа. Плотность одного газа по другому. Уравнения МенделееваКлапейрона, Ван-дер-Ваальса. Установление формулы вещества
по процентному составу. Правило Дюлонга и Пти.
2. Строение атома. Введение в историю вопроса. Развитие
представлений о строении атома. Модели строения атома (Томсона, Резерфорда). Электромагнитные волны. Характеристики
электромагнитных волн: длина, амплитуда, частота, волновое
число. Квантованный характер энергетических изменений. Уравнение Планка. Атомные спектры. Спектр атомарного водорода.
Уравнение Ридберга. Планетарная модель атома Бора. Корпускулярно-волновой дуализм. Уравнение де Бройля. Принцип неопределенности Гейзенберга. Квантово-механическое представление о строении атома. Волновая функция (понятие). Квантовые
числа. Атомные орбитали. Граничные поверхности s-, p-, dорбиталей. Узловые поверхности. Многоэлектронные атомы.
Факторы, влияющие на энергию многоэлектронных атомов.
Принципы и последовательность заполнения электронных оболо-
5
чек: принцип Паули, минимум энергии (правило Клечковского),
правило Гунда. Электронные паспорта атомов. Заполнение оболочек у элементов I, II, III, IV периодов.
3. Периодический закон и периодическая система элементов Д.И.Менделеева. Попытки систематизации элементов.
Открытие периодического закона Д.И.Менделеевым. Структура
периодической системы. Причина периодического изменения
свойств элементов. Особенности электронного строения атомов
элементов главных и побочных подгрупп. s-, p-, d-, f-Элементы.
Свойства свободных атомов: энергия и потенциал ионизации,
сродство к электрону, радиус атома и периодичность их изменений.
4. Строение атомного ядра. Протоны и нейтроны. Заряд
ядра и зарядовое число. Масса и массовое число. Изотопы. Распространенность изотопов. Изотопный состав элемента. Радиоактивность. Типы распада. Радиоактивные элементы. Понятие о радиоактивном семействе. Закон радиоактивного распада. Понятие
о ядерных реакциях. Искусственная радиоактивность. (Раздел
изучается самостоятельно).
5. Химическая связь. Строение молекул. История вопроса. Причины образования химической связи. Основные характеристики химической связи: энергия, длина, валентный угол, полярность связи. Эффективный заряд атомов. Дипольный момент
связи. Дипольный момент многоатомной молекулы. Понятие об
электроотрицательности атомов. Шкала Полинга. Изменение величин электроотрицательностей по периодам и группам. Степень
окисления элементов. Расчет степени окисления. Валентность
химических элементов. Различные трактовки понятия валентности в современной химии. Метод валентных связей. Основные
положения метода валентных связей. Механизмы образования
общих электронных пар ковалентной связи. Донорноакцепторная связь. Валентные возможности элементов. Одинарная и кратные связи. Образование - и -связей. Гибридизация
АО: sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2. Геометрия молекул BeF2, BF3, CH4,
NH3, H2O, PCl5, SCl6. Многоцентровые связи. Строение молекул
HNO3, O3, SO2, SO3. Преимущества и недостатки метода валент-
6
ных связей. Метод молекулярных орбиталей. Основные положения метода МО. Связывающие и разрыхляющие МО. - и -МО.
Энергетические диаграммы МО. Гомоатомные молекулы элементов I и II периодов. Диамагнитные и парамагнитные молекулы.
Гетероатомные молекулы СО и NO. Сравнение методов ВС и
МО. Ионная связь. Механизм образования ионной связи. Зависимость межионного взаимодействия от расстояния между ионами.
Уравнение Борна. Особенности ионной связи. Металлическая
связь. Межмолекулярное взаимодействие. Силы Ван-дер-Ваальса.
Энергия межмолекулярного взаимодействия в сравнении с энергией химического взаимодействия. Ориентационное, индукционное и дисперсионное взаимодействие. Факторы, определяющие
энергию межмолекулярного взаимодействия. Водородная связь.
Природа водородной связи. Меж- и внутримолекулярная водородная связь. Энергия водородной связи. Зависимость физических свойств веществ с молекулярной структурой от характера
межмолекулярного взаимодействия (температура кипения, плавления, теплоты фазовых переходов).
6. Химия s-элементов. Особенности строения атомов. Способность к образованию химических связей. Характер изменения
свойств в группах. Водород. Положение элемента в периодической системе. Изотопы водорода. Физические и химические
свойства. Взаимодействие с металлами и неметаллами. Гидриды.
Основные и кислотные гидриды. Степень окисления атома. Нахождение в природе. Вода. Роль воды в биологических процессах. Щелочные и щелочноземельные металлы. Физические и химические свойства. Отношение к воде, кислотам, неметаллам.
Изменение химической активности в группах. Оксиды и пероксиды металлов. Соли. Хлориды натрия и калия. Карбонаты. Оксид и гидроксид кальция. Жесткость воды и способы ее устранения. Биологические функции калия и натрия, кальция и магния в
живом организме.
7. Химия р-элементов. Общий обзор. Особенности электронного строения атомов. Важнейшие халькогены – кислород и
сера. Кислород. Строение атома и его основные характеристики.
Нахождение в природе, физические и химические свойства, по-
7
лучение. Биологическая роль кислорода. Физические свойства
кислорода. Химические свойства. Способность к окислению. Образование оксидов. Общая характеристика оксидов. Основные,
амфотерные, кислотные оксиды. Закономерное изменение
свойств в периодах и группах. Образование надпероксид (O2–) и
пероксид (O22–) ионов. Надпероксиды и пероксиды металлов. Пероксид водорода. Свойства, поведение в водных растворах.
Окислительные и восстановительные свойства. Применение в
технике, быту, медицине. Роль пероксида водорода в живых системах. Озон. Строение молекулы. Физические свойства. Образование озона в различных процессах. Защитная роль озона в природе. Окислительная активность озона. Озониды.
Сера. Строение атома, основные характеристики. Распространение в природе. Аллотропные модификации. Физические свойства. Соединения серы со степенью окисления –2. Сероводород.
Свойства. Сульфиды и гидросульфиды. Восстановительные свойства сульфид-иона. Соединения серы со степенью окисления +4.
Проблема утилизации SO2 из атмосферы. Сернистая кислота.
Сульфиты и гидросульфиты. Соединения серы со степенью окисления +6. Строение молекулы SO3. Физические и химические
свойства. Серная кислота. Сульфаты и гидросульфаты.
Азот. Строение атома, основные характеристики. Возможные
степени окисления. Молекулярный азот. Получение. Физические
и химические свойства. Нитриды элементов. Аммиак. Взаимодействие с водой и кислотами. Оксиды азота. Азотная кислота и
ее соли. Взаимодействие азотной кислоты различной концентрации с металлами. Соли азотной кислоты и их применение. Нитраты аммония, калия и натрия. Круговорот азота в природе. Биохимическая роль азота.
Фосфор. Строение атома, основные характеристики. Аллотропные модификации фосфора. Фосфиды. Фосфин. Соли фосфония.
Галогениды фосфора. Фосфористая кислота. Фосфаты. Применение солей фосфорных кислот. Биологическая роль фосфора.
Галогены. Общий обзор. Электронная конфигурация атомов. Нахождение в природе. Хлор. Физические и химические свойства.
Получение. Соляная кислота и ее соли. Важнейшие соединения
хлора. Биохимическая роль галогенов.
8
Углерод. Нахождение в природе. Аллотропия углерода. Оксиды
углерода. Угольная кислота и ее соли. Роль углерода в органической химии.
8. Общая характеристика d-элементов. Комплексные соединения. Общий обзор d-элементов. Особенности строения
электронной оболочки. Координационная теория Вернера. Главная и побочная валентности. Природа сил комплексообразования.
Лиганд, комплексообразователь, координационное число. Катионные, анионные, электронейтральные комплексные соединения.
Номенклатура комплексных соединений. Факторы, влияющие на
свойства комплексных соединений. Лиганды: моно-, би-, полидентантные. Хелатные комплексные соединения. Устойчивость
комплексных соединений. Роль комплексных соединений в биологических процессах. Гемоглобин. Хлорофилл. Биометаллы и
биолиганды.
9. Элементы химической термодинамики. Задачи химической термодинамики. Основные понятия и определения в химической термодинамике (система, параметры системы, экстенсивные и интенсивные свойства системы, уравнение состояния
системы, энергия полная и внутренняя, работа и теплота).
Первое начало термодинамики. Процессы равновесные, неравновесные, обратимые, необратимые. Энтальпия. Закон Гесса.
Следствия из закона Гесса. Термохимические уравнения. Реакции
образования. Энтальпия образования. Стандартные условия. Расчет энтальпий химических реакций с помощью таблиц. Теплоемкость. Зависимость энтальпии реакции от температуры.
Второе начало термодинамики. Самопроизвольные и несамопроизвольные процессы. Понятие энтропии, ее статистическое
и термодинамическое определение. Формулировки второго начала термодинамики. Энтропия смешения газов. Расчет изменения
энтропии в химических реакциях и при фазовых переходах. Правило Трутона. Функция Гиббса и функция Гельмгольца, их физический смысл. Критерии самопроизвольности протекания процессов в изолированной системе, изохоро-изотермических, изобаро-изотермических. Зависимость функции Гиббса от температуры и давления. Понятие химического потенциала.
9
Учение о химическом равновесии. Признаки химического
равновесия. Уравнение изотермы химической реакции. Закон
действующих масс. Константа равновесия КP, КC и КX. Связь между константой равновесия и функцией Гиббса. Зависимость КP
от температуры. Принцип Ле-Шателье–Брауна. Применение второго начала термодинамики к биологическим процессам.
10. Кинетика химических реакций. Задачи химической
кинетики. Скорость химической реакции, методы ее определения.
Основной закон химической кинетики, константа скорости. Кинетический порядок и молекулярность реакций. Кинетические
уравнения односторонних реакций нулевого, первого и второго
порядков. Период полураспада. Влияние температуры на скорость химической реакции. Эмпирическое правило Вант-Гоффа.
Энергия активации. Уравнение Аррениуса. Понятие о сложных
химических реакциях: параллельные, последовательные, сопряженные и цепные. Принцип стационарности. Понятие о гомогенном и гетерогенном катализе. Катализаторы. Специфичность и
избирательность катализаторов. Промоторы и каталитические
яды. Представление о механизме действия катализаторов. Ферментативный катализ.
11. Растворы. Определение понятия "раствор". Виды растворов. Причины образования. Роль сольватации. Влияние на
взаимную растворимость химической природы веществ, агрегатного состояния, температуры, давления, присутствия других веществ. Способы выражения состава раствора. Растворимость газов в жидкости. Закон Генри. Уравнение Сеченова. Закон распределения Нернста. Коллигативные свойства растворов неэлектролитов. Понижение давления паров (Закон Рауля). Эбулиоскопия и
криоскопия. Осмос и осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.
Изотонические, гипертонические и гипотонические растворы.
Роль осмоса в биологических системах.
Растворы электролитов. Основные положения теории электролитической диссоциации Аррениуса. Сольватация ионов.
Степень диссоциации. Слабые и сильные электролиты. Константа
диссоциации слабого электролита. Закон разведения Оствальда.
Особенности коллигативных свойств растворов электролитов.
10
Изотонический коэффициент. Диссоциация воды. Константа
диссоциации и ионное произведение воды. Водородный показатель.
Отклонение сильных электролитов от закона разведения.
Современные представления о свойствах сильных электролитов.
Понятие об активности электролитов и коэффициентах активности. Ионная сила раствора. Произведение растворимости.
Реакции нейтрализации и гидролиза. Константа гидролиза.
12. Основы электрохимии. Возникновение разности потенциалов на границе металл–раствор электролита. Уравнение
Нернста. Стандартный электродный потенциал и его связь с
энергиями ионизации, сольватации ионов и кристаллической решеткой металла. Электродные потенциалы металлов и неметаллов. Водородный электрод. Ряд напряжений. Гальванические
элементы. Максимальная работа гальванического элемента и его
электродвижущая сила (ЭДС). Концентрационные элементы.
Свинцовые аккумуляторы. Понятие об электрохимической коррозии.
Электролиз. Напряжение разложения. Законы Фарадея. Перенапряжение. Особенности электролиза концентрированных
растворов и расплавов оксокислот и их солей.
Окислительно-восстановительные реакции и равновесия.
Константа равновесия и ее связь со стандартными окислительновосстановительными потенциалами. Способы нахождения стехиометрических коэффициентах в уравнениях окислительновосстановительных реакций.
13. Высокомолекулярные соединения (ВМС). Особенности полимерного состояния вещества. Способы получения ВМС.
Важнейшие представители полимеров. Молекулярная масса полимеров. Растворы ВМС. Набухание. Вязкость растворов ВМС.
Особенности использования коллигативных свойств растворов
для определения молекулярной массы полимера. Осмотическое
давление растворов ВМС. Осмометрия как метод определения
молекулярной массы полимеров. Мембранное равновесие Доннана. Амфотерные полиэлектролиты. Изоэлектрическая точка. Высаливание белков.
11
14. Дисперсные системы. Степень дисперсности. Классификация дисперсных систем по дисперсности, агрегатному состоянию фаз, по характеру взаимодействия дисперсной фазы с
дисперсионной средой. Получение коллоидно-дисперсных систем, их оптические свойства: опалесценция, эффект Фарадея –
Тиндаля, окраска. Поверхностные явления на границе раздела
фаз (адсорбция, хемосорбция, капиллярная конденсация). Поверхностная активность. Поверхностно-активные вещества
(ПАВ). Классификация ПАВ. Биологические ПАВ (белки, липиды). Значение ПАВ. Электрокинетические явления: электрофорез, электроосмос, потенциалы седиментации и протекания.
Строение мицелл в гидрофобных коллоидных системах. Устойчивость дисперсных систем. Коагуляция лиофобных золей. Использование коагуляции для очистки воды.
12
ЛИТЕРАТУРА ДЛЯ ИЗУЧЕНИЯ КУРСА
1. Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1986. – 704 с.
2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: Высш. шк.,
1988. – 640 с.
3. Некрасов Б.В. Учебник общей химии. М.: Химия, 1981. – 560 с.
4. Киреев В.А. Краткий курс физической химии. М.: Химия, 1970.
– 640 с.
5. Захарченко В.Н. Коллоидная химия. М.: Высш. шк., 1989. –
238 с.
6. Зеленин К.Н. Химия. СПб.: Специальная литература, 1997. –
688 с.
7. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. Л.: Химия,
1986. – 272 с.
8. Карякин Н.В., Артемова Э.А., Климова М.Н. и др. Физическая
химия. Задачи и упражнения с решениями. Ч. I, II. Нижний
Новгород: Изд-во ННГУ, 1994.
13
ТЕМА 1.
АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНАЯ ТЕОРИЯ.
СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ РАСЧЕТЫ
1. Относительная атомная масса алюминия составляет 26.88
а.е.м. Какова масса одного атома алюминия в граммах? Чему
равна 1 а.е.м. в граммах?
2. Какова масса одной молекулы воды в граммах?
3. Оксид элемента имеет состав ЭО3, массовая доля кислорода в этом оксиде составляет 60%. Какой элемент образует оксид?
4. Некоторый элемент, образуя оксид, находится в массовом
отношении с кислородом, как 3:8. Если прореагирует 12 г элемента, сколько граммов оксида образуется?
5. Где содержится больше атомов: в 7 г лития или в 7 л гелия (н.у.)?
6. Где содержится больше атомов водорода: в 90 г воды или
в 40 г метана?
7. Каких атомов – железа или кальция – больше в земной коре и во сколько раз? Массовые доли железа и кальция в земной
коре равны 5.1 и 3.3% соответственно.
8. Каких атомов – натрия или калия – больше в земной коре
и во сколько раз? Массовые доли натрия и калия в земной коре
примерно равны между собой и составляют 2.6%.
9. В земной коре содержание марганца составляет 0.03
атомных %, а фосфора – 0.07 атомных %. Масса какого элемента
в земной коре больше и во сколько раз?
10. В земной коре содержание углерода составляет 0.5
атомных %, а титана – 0.22 атомных %. Масса какого элемента в
земной коре больше и во сколько раз?
14
11. Сколько азота содержится в 1 кг аммиачной воды, водного раствора нитрата аммония, нитрата калия, карбамида? Какое
из удобрений является наиболее концентрированным с точки
зрения содержания азота? Массовая доля азотсодержащего вещества в каждом растворе равна 25%.
12. Определить простейшую формулу химического соединения, если оно имеет следующий массовый состав: 1.59% водорода, 22.22% азота и 76.19% кислорода.
13. Соединение бора с водородом содержит 78.26% бора,
остальное – водород. Относительная плотность соединения по
водороду 13.8. Определите его истинную формулу.
14. Массовая доля фосфора в одном из его оксидов равна
43.7%. Плотность паров этого вещества по воздуху равна 9.8. Установите молекулярную формулу оксида.
15. Определить простейшую формулу щавелевой кислоты,
если известно, что в 20 г этой кислоты содержится 0.444 г водорода, 5.33 г углерода, остальное – кислород.
16. Широко известный лекарственный препарат – аспирин
(ацетилсалициловая кислота) – имеет следующий состав: 4.5%
водорода, 35.5% кислорода и углерод. Молярная масса аспирина
равна 180 г/моль. Установить брутто-формулу аспирина.
17. Некоторый оксид урана массой 1 г прореагировал со
фтором, в результате чего образовалось 1.267 г UF6. Определите
простейшую формулу исходного оксида.
18. Вещество массой 1.36 г образует при сгорании 2.56 г SO2
и 0.72 г H2O. Определите простейшую формулу вещества.
19. При сгорании 3.5 г некоторого газа, объем которого при
760 мм рт. ст. и температуре 20оС составлял 3 л, образовалось 11
г углекислого газа и 4.5 г воды. Определите истинную формулу
этого газа.
20. При сжигании 4.5 г вещества образовалось 8.8 г углекислого газа, 6.3 г воды и 1.4 г азота. Установите формулу вещест-
15
ва, если известно, что плотность паров вещества по водороду
равна 22.5.
21. При нагревании соли массой 12.8 г образуется вода массой 7.2 г и азот объемом 4.48 л (н.у.). Определите формулу соли,
если ее молярная масса равна 64 г/моль.
22. При полном окислении 4.48 г органического вещества
получено 2.24 л углекислого газа, 1.80 г воды и 2.12 г карбоната
натрия. Установите простейшую формулу вещества.
23. Кристаллогидрат Na2CO3·XH2O содержит воду с массовой долей 62.94%. Определите число молекул в кристаллогидрате.
24. Массовая доля одновалентного металла в кристаллогидрате его сульфата составляет 14.3%. Установите формулу кристаллогидрата и обоснуйте решение задачи.
25. В некоторой порции кристаллогидрата сульфата меди
(II) содержится 1.204·1023 атомов серы и 1.084·1024 атомов кислорода. Установите формулу кристаллогидрата и рассчитайте,
сколько атомов водорода в этой порции кристаллогидрата.
26. При взаимодействии с кислотой 0.7 г некоторого двухвалентного металла выделяется 280 мл водорода (при н.у.). Что
это за металл?
27. Определите массовые доли карбоната калия и гидроксида калия в смеси при действии на нее избытка соляной кислоты
выделилось 4.48 л газа (при н.у.) и образовалось 10.8 г воды.
28. На растворение цинка и оксида цинка израсходовали 146
г 20% раствора соляной кислоты. Выделившийся газ после сжигания образует воду массой 3.6 г. Определите массовую долю (в
%) металла в исходной смеси.
29. При взаимодействии соляной кислоты со смесью магния и карбоната магния выделилось 11.2 л газа (при н.у.). После
сжигания газа и конденсации водяных паров объем уменьшился
16
до 4.48 л. Определите массовую долю магния (в %) в исходной
смеси.
30. Определите массовые доли хлорида натрия и карбоната
натрия в смеси, если при действии на нее избытка соляной кислоты выделяется 224 мл газа (н.у.), а при добавлении к той же смеси избытка нитрата серебра образуется 2.6 г осадка.
31. Смесь хлорида и бромида натрия, содержащую 10%
бромида, растворили в воде и через полученный раствор пропустили избыток хлора. После выпаривания осадок прокалили. На
сколько процентов изменилась масса смеси?
32. При действии избытка соляной кислоты на 8.24 г смеси
оксида марганца (IV) с неизвестным оксидом ЭО2, который не
реагирует с соляной кислотой, получено 1.344 л газа (при н.у.). В
ходе другого опыта установлено, что мольное отношение оксида
марганца (IV) к неизвестному оксиду равно 3:1. Установите формулу неизвестного оксида и вычислите массовую долю его (в %)
в исходной смеси.
33. К раствору, содержащему 1.6 г бромида калия, прибавили 6 г брома, имеющего примесь хлора. Смесь выпарили, остаток
высушили. Масса остатка 1.36 г. Вычислите массовую долю хлора в броме.
34. Масса остатка, полученного после прокаливания гидроксида кальция и карбоната кальция, составляет 60% от первоначальной массы смеси. Определите процентный состав исходной
смеси.
35. При растворении 1 г металлического порошка, содержащего алюминий, медь и железо, в избытке соляной кислоты выделилось 1.178 л водорода, а при растворении той же массы порошка в избытке раствора гидроксида натрия выделилось 1.17 л
водорода. Каков состав исходной смеси (в массовых %)? Все измерения проводились при н.у.
36. 10 г смеси Fe, FeO и Fe2O3 нагревались в токе водорода
до полного восстановления оксидов, после чего масса смеси
17
уменьшилась до 7.99 г. При обработке 1 г этой же смеси соляной
кислотой выделилось 80 мл водорода (при н.у.). Определите состав исходной смеси.
37. Смесь цинка и безводного нитрата цинка прокалили на
воздухе, ее масса при этом не изменилась. Определите массовые
доли цинка и безводного нитрата цинка в исходной смеси.
38. Красный железняк, являющийся железной рудой, содержит 83% оксида железа (III). Сколько тонн руды необходимо для
получения 1 тонны железа?
39. Сколько литров хлора при 740 мм рт. ст. и температуре
25 С можно получить электролизом 1 кг расплава хлорида натрия?
о
40. При полном разложении нитрата щелочного металла
масса выделившегося кислорода составила 8.2% от исходной
массы нитрата. Нитрат какого металла был взят?
41. При обезвоживании 4.56 г кристаллогидрата сульфата
магния получено 2.40 г твердого вещества. Установите формулу
кристаллогидрата.
42. При прокаливании 2.42 г кристаллогидрата нитрата меди
(II) до постоянной массы масса вещества уменьшилась на 1.62 г.
Установите формулу кристаллогидрата.
43. Какой объем аммиака (при н.у.) можно получить, если
для его синтеза использовать водород, выделяющийся при взаимодействии 8.1 г алюминия с 200 мл 20%-ного раствора гидроксида натрия (=1.3 г/мл)?
44. На раствор, содержащий 13.6 г хлорида цинка, подействовали раствором, содержащим 10 г гидроксида натрия. Какова
масса образовавшегося в результате этой реакции осадка?
45. При отщеплении воды от 80 г одноосновной кислоты,
образованной пятивалентным элементом, получили 71 г кислотного оксида. Каким элементом образована кислота?
18
46. В смеси карбида кальция, мела и оксида кальция общей
массой 22.03 г содержится 1.8·1023 атомов кальция и 2.4·1023 атомов кислорода. Определите мольные доли компонентов в исходной смеси.
47. 18.4 л смеси оксида углерода (II) и оксида углерода (IV)
при н.у. имеют массу 27.18 г. Сколько литров каждого газа находится в смеси.
48. 1 м3 смеси (при н.у.) этилена (CH2=CH2) и бутадиена
(СН2=СН–СН=СН2) имеют массу 2100 г. Определите объем каждого газа в смеси.
49. При полном сгорании 896 л (н.у.) смеси этана и этилена
образовалось 1800 г воды. Определите состав смеси в мольных
процентах.
50. 24.6 г оксида свинца (II) нагревалось в токе водорода.
После реакции оставшийся оксид и образовавшийся свинец имели массу 23 г. Каков процентный состав остатка?
51. В результате сжигания навески сплава магния и цинка в
избытке кислорода образуется смесь продуктов с массой вдвое
меньшей, чем масса смеси продуктов, образующихся в результате
сжигания такой же навески сплава в избытке хлора. Вычислите
массовую долю магния в сплаве.
19
ТЕМА 2.
ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТНЫХ ОТНОШЕНИЙ.
ПРАВИЛО ДЮЛОНГА И ПТИ
1. Определите молярные массы эквивалента углерода:
а) в метане, содержащем 75% углерода,
б) в этане, содержащем 80% углерода,
в) в этилене, содержащем 85.71% углерода,
г) в ацетилене, содержащем 92.3% углерода.
2. Элемент образует оксид, содержащий 31.58% кислорода.
Вычислите молярную массу эквивалента элемента.
3. Цинк массой 2.725 г и алюминий массой 0.75 г вытесняют
из кислоты одинаковое количество водорода. Вычислите молярную массу эквивалента цинка, если у алюминия она равна 9
г/моль.
4. Вычислите массовую долю металла в его оксиде, если
молярная масса эквивалента металла равна 16 г/моль.
5. Молярная масса эквивалента металла составляет 25
г/моль. Вычислите: а) сколько процентов водорода содержится в
гидриде этого элемента, б) какая масса водорода требуется для
восстановления 4.95 г его оксида.
6. Определите валентность титана в хлориде, содержащем
31% титана, если известна молярная масса эквивалента хлора –
35.5 г/моль.
7. Металл массой 1.75 г вытеснил из кислоты 0.7 л водорода
(при н.у.). Определите молярную массу эквивалента металла.
8. Какова молярная масса эквивалента магния, если 1.215 г
его вытесняют из серной кислоты 1.12 л водорода при н.у.?
9. Определите массу фосфорной кислоты, которая полностью нейтрализует 233.2 г гидроксида магния.
20
10. Определите молярную массу эквивалента металла, если
при растворении в серной кислоте 0.5 г его оксида образуется 1.5
г сульфата металла.
11. При восстановлении водородом 1.34 г оксида металла
образовалось 0.324 г воды. Вычислите молярную массу эквивалента металла.
12. Найдите молярную массу эквивалента фосфорной кислоты, если для нейтрализации 9.8 г ее 10%-ного раствора было
израсходовано 1.68 г гидроксида калия, молярная масса эквивалента которого равна 56 г/моль.
13. На окисление 3.70 г металла израсходовано 1.94 г газообразного кислорода. Удельная теплоемкость металла равна
0.602 Дж/(г·К). Определите относительную атомную массу металла.
14. При взаимодействии 4.055 г хлорида металла с избытком
раствора нитрата серебра был получен осадок массой 10.75 г.
Определите формулу хлорида, если удельная теплоемкость металла равна 0.46 Дж/(г·К).
15. В парообразном состоянии хлорид металла, содержащий
37.34% хлора, имеет относительную плотность по водороду 94.8.
Какова молекулярная формула этого хлорида, если удельная теплоемкость металла равна 0.23 Дж/(г·К).
16. Кусок металла массой 50 г, нагретый до температуры
100 С, опущен в калориметр, в котором находилось 150 мл воды
при 20оС. Конечная температура воды в калориметре оказалась
равной 20.8оС. Определите приблизительную относительную
атомную массу металла. Удельная теплоемкость воды равна 1
кал/(г·К) или 4.184 Дж/(г·К). Плотность воды принять равной
единице.
о
17. Какова молекулярная формула бороводорода, если молярная масса эквивалента бора равна 3.6 г/моль, а относительная
плотность бороводорода по воздуху равна 0.95.
21
ТЕМА 3.
ГАЗОВЫЕ ЗАКОНЫ
1. Определите массу азота, находящегося в колбе емкостью
2 л при 27оС и 950 мм рт. ст.
2. Какой объем займут 4 г кислорода при 10оС и 5 атм.?
3. Какой объем займут 3.01·1023 молекул любого газа при
27оС и 570 мм рт. ст.?
4. В закрытой колбе емкостью 1 л при 15оС испарено 0.37 г
диэтилового эфира (C2H5)2O и 0.132 г сероуглерода CS2. Определите парциальное давление паров эфира и сероуглерода и общее
давление после их испарения, если до опыта давление воздуха в
колбе составляло 760 мм рт. ст.
5. В десятилитровом сосуде сожжено 0.64 г серы. Каково
будет давление оксида серы (IV) при 0оС в этом сосуде?
6. Сколько литров кислорода при 127оС и 99.80 кПа выделится при разложении 490 г бертолетовой соли KClO3?
7. При разложении 0.927 г азотсодержащего вещества образовалось 126 мл азота (при 27оС и 98.64 кПа). Вычислите содержание азота (в массовых %) в веществе.
8. В одном из двух закрытых баллонов находится кислород,
в другом – азот. Массы кислорода и азота одинаковы. Температура обоих газов 27оС. В каком баллоне давление больше и во
сколько раз? До какой температуры следует нагреть содержимое
одного баллона, чтобы давление внутри него достигло давления в
другом баллоне?
9. 0.2 г металла вытеснили 197 мл водорода, который был
собран над водой и измерен по 20оС и 104 кПа. Давление пара
воды при 20оС составляет 2.32 кПа. Определите молярную массу
эквивалента металла.
22
10. Каков объемный состав смеси оксида серы (IV) и кислорода, если относительная плотность этой смеси по кислороду
равна 1.6?
11. В газометре имеется 20 л кислорода. В струе кислорода,
подаваемого из газометра, сгорело 12 л аммиака. Какие газы каким объемом образовались в результате сгорания? Сколько литров кислорода осталось в газометре? *
12. Смесь, состоящая из 16 мл метана, 8 мл водорода, 44 мл
кислорода и 32 мл азота, взорвана. Определите общий объем газовой смеси и ее состав после взрыва (в объемных %), считая, что
газы приведены к первоначальной температуре, а пары воды
сконденсированы в жидкость, объемом которой можно пренебречь.
13. Имеется 40 мл смеси, содержащей 10 об.% водорода, 10
об.% кислорода, остальное – азот. Каков станет объем газовой
смеси после взрыва? Вычислите состав получившейся газовой
смеси (в объемных %).
14. К смеси газов, состоящей из 10 мл водорода и 15 мл метана, добавили избыток воздуха, после чего смесь была взорвана.
На сколько миллилитров уменьшился объем газовой смеси при
условии, что вода сконденсирована в жидкость, объемом которой
можно пренебречь?
15. Объем смеси оксида углерода (II) с кислородом равен
200 мл. После частичного окисления оксида углерода (II) в оксид
углерода (IV) объем смеси сократился до 150 мл. Определите
объемный состав исходной смеси, если содержание кислорода в
конечной смеси составило 20% по объему.
16. Вычислите содержание водорода (в объемных %) в смеси его с кислородом, если известно, что 40 мл смеси после сжигания водорода заняли объем 31 мл.
*
В задачах 11–14, 16, 17, 19 считать, что газы приведены к первоначальной
температуре, а пары воды сконденсированы в жидкость, объемом которой
можно пренебречь.
23
17. Вычислите содержание метана (в объемных %) в смеси
его с кислородом, если известно, что 36 мл смеси после сгорания
метана сократились на 1.8 мл.
18. Смесь, состоящая из трех объемов хлора и одного объема водорода, оставлена в закрытом сосуде на рассеянном свету
при постоянной температуре. Через некоторое время содержание
хлора в смеси уменьшилось на 20% (по объему). Изменилось ли
давление в сосуде? Каков стал процентный состав смеси по объему?
19. В эвдиометре находится 1 л смеси кислорода и водорода.
После взрыва, т.е. превращения всего водорода в воду, объем
смеси уменьшился в 2.5 раза. Оставшийся кислород был пропущен через озонатор, в результате чего объем полученного газа
оказался в 1.25 раза меньше, чем объем пропущенного кислорода.
Каков объемный состав полученного газа? Объем воды, получающийся в результате реакции, не учитывать.
20. В 100 мл смеси азота с водородом произошла реакция.
После реакции смесь была пропущена через раствор соляной кислоты, оставшийся газ занял объем 20 мл. Измеренная плотность
газа по водороду оказалась равной 7.5. Определите объемный состав исходной смеси.
21. В баллоне находилось 8 кг кислорода. Давление внутри
баллона было 120 атм. Когда часть кислорода из баллона была
израсходована, то давление в нем упало до 27 атм. Сколько кислорода было израсходовано?
22. Два сосуда емкостью 8 и 12 л, заполненные соответственно азотом и кислородом при давлении 1.2 и 1.4 атм., соединены через кран. Каковы будут парциальные давления азота и кислорода и общее давление смеси, если открыть кран?
23. Смесь, состоящая из 1.5 молей водорода, Х молей кислорода и 1 моля азота при 20оС и давлении 3.204 атм., занимает
объем 30 л. Вычислите количество вещества кислорода в смеси и
парциальное давление каждого из газов.
24
24. Пары серы при температуре выше 300оС имеют относительную плотность по водороду 32. Вычислите молярную массу
газообразной серы при этой температуре и установите, сколько
атомов серы входит в состав ее молекул.
25. Масса одного литра водяного пара при 100оС и 1 атм.
равна 0.5974 г. Полагая, что часть молекул воды ассоциирована в
димеры, вычислите объемный состав пара при указанных условиях.
25
ТЕМА 4.
РАСТВОРЫ
1. Растворимость хлорида натрия при 25оС равна 36.0 г в
100 г воды. Определите массовую долю соли в насыщенном растворе при этой температуре.
2. В 100 г воды при 20оС растворяется 46 г хлорида алюминия. Вычислите процентную концентрацию кристаллогидрата
AlCl3·6H2O в растворе.
3. Какова массовая доля CuSO4 в растворе, полученном при
смешивании 200 г 5.5%-ного раствора CuSO4 и 25 г кристаллов
медного купороса?
4. Сколько грамм кристаллогидрата Na2SO4·10H2O необходимо добавить к 100 мл 8%-ного раствора сульфата натрия
(плотность 1.07 г/мл), чтобы удвоить массовую долю вещества в
растворе?
5. Из 500 г 40%-ного раствора сульфата железа (II) при охлаждении выпало 100 г его кристаллогидрата (кристаллизуется с
семью молекулами воды). Какова массовая доля вещества в оставшемся растворе?
6. Необходимо путем упаривания повысить массовую долю
сахара в водном растворе с 20 до 50%. Сколько воды требуется
выпарить?
7. Упарили вдвое (по объему) 2 л 10%-ного раствора хлорида натрия (плотность 1.07 г/мл). Определите молярную концентрацию полученного раствора.
8. Мольная доля сахарозы С12Н22О11 в водном растворе равна 2%. Рассчитайте массовую долю сахарозы в этом растворе.
9. Чему равна массовая доля серной кислоты в растворе, в
котором числа атомов водорода и кислорода равны между собой?
26
10. 35%-ный раствор серной кислоты имеет плотность 1.27
г/мл. Определите титр, мольную долю, моляльную, молярную и
нормальную концентрации данного раствора.
11. 1 мл раствора серной кислоты плотностью 1.39 г/мл
смешали с избытком раствора хлорида бария. Выпавший осадок
имеет массу 1.62 г. Определите процентную, молярную, нормальную, моляльную концентрации исходного раствора серной
кислоты.
12. Какой объем 0.1 н. раствора гидроксида калия необходим для нейтрализации 10 мл 20%-ного раствора соляной кислоты (плотность 1.1 г/мл) и 10 мл 20%-ного раствора серной кислоты (плотность 1.143 г/мл)?
13. Сколько литров йодистого водорода (при н.у.) необходимо растворить в 1 л воды для получения 10%-ного раствора?
14. Через 1 л 10%-ного раствора аммиака (плотность 0.96
г/мл), пропустили 100 л аммиака (н.у.). Вычислите массовую долю аммиака в образовавшемся растворе.
15. Через 250 г 5.75%-ного раствора аммиака пропустили
10.5 л газообразного аммиака (20оС, 101 кПа), при этом получился раствор с плотностью 0.963 г/мл. Вычислите молярную концентрацию полученного раствора.
16. 100 л хлороводорода (н.у.) растворили в 1 л воды. Полученный раствор занимает объем 1.09 л. Вычислите массовую долю хлороводорода в растворе и молярную концентрацию этого
раствора.
17. Растворимость дихромата калия при 80оС составляет
41.2 г, а при 20оС – 10.7 г на 100 г раствора. Сколько дихромата
калия выделится при охлаждении 30 г насыщенного раствора от
80 до 20оС?
18. При температуре 70оС растворимость хлората калия равна 30.2 г, а при 30оС – 10.1 г в 100 г воды. Сколько граммов хло-
27
рата калия выделится из 70 г насыщенного при 70оС раствора, если его охладить до 30оС?
19. Какая масса гексагидрата хлорида магния выпадет из
300 г насыщенного при 80оС раствора при охлаждении до 20оС,
если растворимость безводной соли при этих температурах равна
65.8 и 54.8 г на 100 г воды соответственно?
20. В 100 г воды растворили 60 г моногидрата сульфата магния при 80оС. Какая масса гептагидрата сульфата магния выделится при охлаждении полученного раствора до 20оС, если растворимость безводной соли при этой температуре равна 35.1 г в
100 г воды?
21. К 40.3 мл 37.8%-ного раствора азотной кислоты (плотность 1.24 г/мл) осторожно прибавлен 33.6%-ный раствор гидроксида калия до полной нейтрализации. Какая масса соли выпадает в осадок при охлаждении раствора до 0оС, если в насыщенном
при этой температуре растворе массовая доля соли составляет
11.6% ?
22. Под стеклянным колпаком помещают в открытых сосудах 400 г насыщенного раствора сульфата магния и 20 г безводного сульфата натрия. В результате поглощения паров воды
сульфат натрия превращается в кристаллогидрат Na2SO4·10H2O.
Определите
массу
кристаллогидрата
сульфата
магния
MgSO4·7H2O, выделившегося из раствора после окончания гидратации сульфата натрия. Растворимость сульфата магния составляет 35.5 г на 100 г воды.
23. К 94 г 20%-ного водного раствора нитрата меди (II) прибавили 14 г 40%-ного раствора сульфида магния. Выпавший осадок отфильтровали. Что за вещество и в каком количестве осталось на фильтре? Какова массовая доля вещества в фильтрате?
24. К 250 мл 24%-ного раствора хлорида аммония (плотность 1.07 г/мл) прибавили 224 г 25%-ного раствора гидроксида
натрия. Раствор прокипятили до полного удаления аммиака, при
этом испарилось 71.1 г воды. Определите массовые доли веществ, оставшихся в растворе.
28
25. При охлаждении 400 мл 25%-ного раствора сульфата
меди (II) (плотность 1.2 г/мл) выкристаллизовалось 50 г медного
купороса. Выпавший осадок отфильтровали. Какая масса осадка
образуется при пропускании через фильтрат 11.2 л сероводорода
(при н.у.)? Сколько сульфата меди (II) останется в избытке?
26. К 100 мл 10.6%-ного раствора хлорида кальция (плотность 1.05 г/мл) добавлено 30 мл 38.6%-ного раствора карбоната
натрия (плотность 1.1 г/мл). Определите массовые доли соединений, содержащихся в растворе после реакции.
27. Какую массу 5%-ного раствора гидрокарбоната натрия
следует прибавить к 200 г 10%-ного раствора соляной кислоты,
чтобы снизить массовую долю последней вдвое?
28. Какую массу BaCl2·2H2O необходимо добавить в 100 мл
40%-ного раствора серной кислоты (плотность 1.30 г/мл), чтобы
получить 10%-ный раствор серной кислоты?
29. 300 г 5%-ного раствора гидроксида натрия нейтрализовали 8%-ной соляной кислотой. Какую массу воды нужно удалить из раствора, чтобы получить 20%-ный раствор поваренной
соли?
30. К 250 г 5%-ного раствора гидроксида натрия добавили
34.5 г оксида натрия. Вычислите массовую долю вещества в полученном растворе.
31. Один объем воды растворяет 80 объемов оксида серы
(IV) (при н.у.). Какова массовая доля получившейся сернистой
кислоты?
32. Какая будет массовая доля серной кислоты, если в 83.6
моль воды растворить 2 л оксида серы (VI). Триоксид серы –
жидкость с плотностью 1.92 г/мл.
33. В 100 г 40%-ного раствора серной кислоты растворили
20 г оксида серы (VI). Как изменится и чему будет равна массовая доля серной кислоты после растворения?
29
34. Какой объем воды нужно прилить к 100 мл 29%-ного
раствора аммиака (плотность 0.9 г/мл), чтобы получить 10%-ный
раствор аммиака?
35. Рассчитайте объем концентрированной соляной кислоты
(плотность 1.19 г/мл), содержащей 38% хлороводорода, необходимый для приготовления 1 л 2 М раствора?
36. Какова будет массовая доля и молярная концентрация
азотной кислоты в растворе, если к 40 мл 96%-ного раствора
HNO3 (плотность 1.5 г/мл) прилить 30 мл 48%-ного раствора
HNO3 (плотность 1.3 г/мл)? Полученный раствор имеет плотность
1.45 г/мл.
37. В каком массовом соотношении нужно смешать растворы 96% и 27% H2SO4, чтобы получить 50%-ный раствор серной
кислоты?
38. Имеются растворы с массовой долей серной кислоты
15% и 40%. Какую массу каждого раствора нужно взять, чтобы
получить 100 г 22%-ного раствора серной кислоты?
39. Чтобы получить разбавленный раствор соляной кислоты,
смешали концентрированную кислоту с водой в объемном отношении 1:3. Какова концентрация полученного раствора, если для
его приготовления берется 39%-ная соляная кислота с плотностью 1.2 г/мл?
40. Какие объемы 50%-ного раствора КОН (плотность 1.51
г/мл) и 10%-ного раствора КОН (плотность 1.09 г/мл) нужно прилить к 1 л воды, чтобы получить 2 кг 20%-ного раствора КОН?
41. Сплав меди, железа и цинка массой 6.0 г (массы всех
компонентов равны) поместили в 150 г 15%-ного раствора соляной кислоты. Рассчитайте массовые доли веществ в получившемся растворе.
42. В раствор нитрата серебра опустили медную пластинку.
Через некоторое время ее масса возросла на 0.44 г. Сколько серебра выделилось?
30
43. В раствор сульфата меди (II) массой 248 г поместили порошок магния массой 20 г. Через некоторое время металлический
осадок собрали и высушили. Его масса составила 28 г. Определите массовую долю сульфата магния в полученном растворе.
44. К раствору нитрата ртути (I) Hg2(NO3)2 массой 264 г с
массовой долей соли 20% добавили цинковые опилки. Через некоторое время массовая доля нитрата ртути (I) в растворе составила 6%. Рассчитайте массу выделившейся ртути.
31
ТЕМА 5.
ПЕРВОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ
1. 4 л кислорода, взятого при 0оС и давлении 3 атм., расширяются изотермически до давления 1 атм. Вычислите работу и
поглощенную в этом процессе энергию в форме теплоты.
2. 150 г азота находится при 0оС и давлении 1 атм. Рассчитайте энергию в форме теплоты, изменение внутренней энергии и
работу при:
а) изотермическом расширении до объема 240 л;
б) изохорном увеличении давления до 1.5 атм.;
в) изобарном расширении до двукратного объема.
Принять Ср = 6.960 кал/(моль·К).
3. 20 г кислорода, взятого при 298 К, сжимаются адиабатически от V1 = 8 л до V2 = 5 л. Рассчитайте конечную температуру,
затраченную работу, изменение энтальпии и изменение внутренней энергии. Газ считать идеальным.
4. 5 л криптона, взятого при н.у., нагреваются до 500оС при
постоянном объеме. Рассчитайте конечное давление и затраченную энергию в форме теплоты. Криптон считать идеальным газом.
5. 5 моль азота при температуре 25оС занимают объем 20 л.
Рассчитайте работу расширения газа до объема 50 л при:
а) изотермическом;
б) адиабатическом поведении процесса.
Азот считать идеальным газом.
6. Рассчитайте изменение внутренней энергии 1 моль гелия
(считать идеальным газом) при изобарном расширении от 5 до 10
л под давлением 196 кПа.
7. Рассчитайте количество энергии в форме теплоты, необходимое для нагревания воздуха в квартире общим объемом 600
м3 от 20 до 25оС. Примите, что воздух – идеальный двухатомный
газ, а давление при исходной температуре нормальное. Найдите
32
изменение внутренней энергии (U) и энтальпии (H) для процесса нагревания воздуха.
8. Один моль метана, взятый при 25оС и 1 атм., нагрет при
постоянном давлении до удвоения объема. Мольная теплоемкость метана определяется выражением:
Cp(СН4) = 5.34 + 1.15·10-2·T кал/(моль·К).
Рассчитайте U и H для этого процесса.
9. Алюминий плавится при температуре 658.5оС. Для него
mH = 2500 кал/моль. Рассчитайте количество энергии в форме
теплоты, израсходованное на плавление 1 кг алюминия, взятого
при температуре 25оС. Зависимость теплоемкости от температуры определяется выражением:
Cp(Al) = 4.94 + 2.96·10-3·T кал/(моль·К).
10. 100 г водяного пара нагревается от 100 до 250оС при постоянном объеме. Рассчитайте энергию в форме теплоты, израсходованную на этот процесс. Для водяного пара
Cp(Н2O)= 7.20 + 2.70·10-3·T кал/(моль·К).
11. Рассчитайте изменение энтальпии в процессе нагревания
2 кг -кварца – SiO2 от 298 до 800 К, если
Cp(SiO2) = 10.87 + 8.71·10-3·T кал/(моль·К).
12. Рассчитайте изменение энтальпии при нагревании 10 кг
оксида кальция от 298 до 1000 К, если
Cp(СаО) = 11.67 + 1.08·10-3·T кал/(моль·К).
13. Рассчитайте стандартную энтальпию образования аммиака при 298 К, если известны стандартные энтальпии (при той
же температуре) следующих реакций:
2H2 (г) + O2 (г)  2H2O (ж), rHo1(298) = –136.6 ккал
4NH3 (г) + 3O2 (г)  6H2O (ж) + 2N2 (г), rHo2(298) = –365.7 ккал.
14. Рассчитайте стандартную энтальпию
образования
N2O5 (г) при T = 298 К на основании следующих данных:
2NO (г) + O2 (г)  2NO2 (г), rHо1(298) = –114.2 кДж,
4NO2 (г) + O2 (г)  2N2O5 (г), rHо2(298) = –110.2 кДж,
33
N2 (г) + O2 (г)  2NO (г), rHо3(298) = 182.6 кДж.
15. Стандартная энтальпия rHо реакции
Fe2O3 (тв) + 3CO (г)  2Fe (тв) + 3CO2 (г)
при T = 298 К равна –6408 кал. Рассчитайте стандартную энтальпию образования Fe2O3 при той же температуре, если
fHо(298,CO2,г) = –94052 кал/моль,
fHо(298,CO,г) = –26416 кал/моль.
16. Определите энтальпию образования B2H6 (г) при 298 К
на основании следующих данных:
B2H6 (г) + 3O2 (г)  B2O3 (тв) + 3H2O (г), rHo1(298) = –2035.6 Дж,
2B (тв) + 1.5O2 (г)  B2O3 (тв), rHo2(298) = –1273.5 кДж,
H2 (г) + 0.5O2 (г)  H2O (г), rHo3(298)= –241.8 кДж.
17. Рассчитайте стандартную энтальпию образования AgCl
при 298 К, если известны стандартные энтальпии (при той же
температуре) следующих реакций:
Ag2O + 2HCl  2AgCl + H2O (ж), rHo1(298)= –77609 кал,
2Ag + 1/2O2  Ag2O, rHo2(298)= –7306 кал.
Принять, что
fHo(298,HCl,г) = –22063 кал/моль,
fHo(298,H2О,ж) = –68317 кал/моль.
18. Рассчитайте количество энергии в форме теплоты, которое выделится при сгорании 1 кг ацетилена при 298 К. Стандартные энтальпии образования равны:
fHo(298,СО2,г) = –94.05 ккал/моль,
fHo(298,Н2О,ж) = –68.32 ккал/моль,
fHo(298,C2H2,г) = 54.20 ккал/моль.
19. Рассчитайте стандартную энтальпию реакции восстановления 1 моль Fe2O3 c помощью металлического алюминия при
298 К, если:
fHo(298,Al2O3,к) = –399.1 ккал/моль,
fHo(298,Fe2O3,к) = –196.5 кал/моль.
20. Какая из реакций превращения в организме глюкозы поставляет больше энергии?
34
а) C6H12O6 (к)  2С2H5OH (ж) + 2CO2 (г),
б) C6H12O6 (к) + 6O2 (г)  6CO2 (г) + 6H2O (ж).
Для ответа воспользуйтесь следующими справочными данными:
fHo(298, C6H12O6, тв) = –1273.0 кДж/моль,
fHo(298, С2H5OH, ж) = –277.6 кДж/моль,
fHo(298, CO2, г) = –393.5 кДж/моль,
fHo(298, H2O, ж) = –285.8 кДж/моль.
21. Рассчитайте стандартную энтальпию образования оксида
углерода (II) при 298 К, если известно, что стандартная энтальпия
сгорания СО равна сHo(298, CО, г) = –67636 кал/моль, в стандартная энтальпия образования СО2 равна fHo(298, CO2, г) =
–94052 кал/моль.
22. Рассчитайте стандартную энтальпию и стандартное изменение внутренней энергии реакции получения акриловой кислоты при 298 К
С2Н2 (г) + СО (г) + Н2О (ж)  СН2=СН–СООН (ж),
если известны стандартные энтальпии сгорания веществ:
сHo(298, CО, г) = –67.64 ккал/моль,
сHo(298, C2Н2, г) = –310.62 ккал/моль,
сHo(298, СН2=СН–СООН, ж) = –327.48 ккал/моль.
23.Найдите стандартную энтальпию rHo(298) для реакции
CH4 (г) + Cl2 (г)  CH3Cl (г) + HCl (г),
если известны теплоты сгорания метана (сHo(298,CH4,г) = –890.6
кДж/моль), хлорметана (сHo(298,CH3Cl,г) = –689.8 кДж/моль),
водорода (сHo(298,H2,г) = –285.8 кДж/моль) и энтальпия образования HCl (fHo(298,HCl,г) = –92.3 кДж/моль).
24. Энтальпии сгорания -глюкозы, -фруктозы и сахарозы
при 25оС равны –2802, –2810 и –5644 кДж/моль, соответственно.
Рассчитайте энтальпию гидролиза сахарозы.
25. Используя таблицы термодинамических величин, рассчитайте стандартные энтальпии следующих реакций при 298 К:
С2H5OH (ж) + O2 (г)  CH3COOH (ж) + Н2О (ж)
2CH3Cl (г) + Mg (к)  С2H6 (г) + MgCl2 (к)
35
3C2Н2 (г)  C6Н6 (ж)
CH4 (г) + 4SO2Cl2 (ж)  ССl4 (ж) + 4SO2 (г) + 4HCl (г).
26. Генераторный газ имеет объемный состав: CO – 21.85%,
CO2 – 7.12%, H2 – 13.65%, СН4 – 3.25%, О2 – 0.9%, N2 – 53.23%.
Рассчитайте энергию в форме теплоты, выделяющуюся при сгорании 10 м3 генераторного газа, взятого при давлении 1 атм. и
температуре 298 К, если сгорание происходит полностью. Водяной пар не конденсируется.
27. Рассчитайте стандартные энтальпии и стандартные изменения внутренней энергии для следующих реакций, протекающих при 298 К:
CH4 (г) + 2O2 (г)  CO2 (г) + 2Н2О (ж)
Fe2O3 (к) + 3СО (г)  2Fe (к) + 3CO2 (г)
4HCl (г) + O2 (г)  2Н2О (г) + 2Сl2 (г)
3H2 (г) + N2 (г)  2NH3 (г).
28. Стандартные энтальпии растворения безводного сульфата меди (II) и кристаллогидрата CuSO4·5H2O в воде при 298 К
равны соответственно –15800 кал/моль и 2750 кал/моль. Рассчитайте стандартную энтальпию гидратации сульфата меди (II) при
298 К.
29. Стандартная энтальпия растворения безводного BaCl2
равна –2.07 ккал/моль. Стандартная энтальпия гидратации при
образовании BaCl2·2H2O составляет –6.49 ккал/моль. Рассчитайте
стандартную энтальпию растворения кристаллогидрата.
30. Вычислить среднюю энтальпию диссоциации связи Н–О
(HН–О) в молекуле воды в пересчете на моль, если стандартная
энтальпия реакции
4HCl (г) + O2 (г)  2Сl2 (г) + 2Н2О (г)
равна –6.836 ккал/моль (имеется ввиду расчет на 1 моль исходного HCl). Энтальпии диссоциации связи в молекулах составляют:
HH–Cl в молекуле HCl 102.1 ккал/моль, HCl–Cl в молекуле Cl2
57.2 ккал/моль, HO=O в молекуле O2 117.2 ккал/моль.
36
31. Вычислите среднюю энтальпию диссоциации связи N–H
(HN–H) в молекуле аммиака в расчете на моль, если в молекуле
азота HNN составляет 225.1 ккал/моль, в молекуле водорода
HH–H 109.2 ккал/моль, стандартная энтальпия образования аммиака равна fHo(298,NH3,г) = –11.04 ккал/моль.
32. Зная стандартные энтальпии реакций
CH4 (г) + 2O2 (г)  CO2 (г) + 2Н2О (ж), rHo1(298) = –212.8 ккал,
Н2О (ж)  Н2О (г), rHo2(298) = 10.5 ккал
и средние энтальпии диссоциации связи HС–Н = 85.6 ккал, HН–О
= 110 ккал, HО=О = 117.2 ккал, рассчитайте среднее значение энтальпии диссоциации связи HС=О в молекуле СО2 в расчете на
моль.
37
ТЕМА 6.
ВТОРОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ
1. Рассчитайте изменение энтропии при нагревании 1 моль
серебра от 25 до 225оС. Зависимость теплоемкости от температуры определяется следующим соотношением:
Cp(Ag, к) = 5.73 + 1.263·10-3·T – 0.06·105·T-2 кал/(моль·К).
2. Рассчитайте изменение энтропии при превращении 2 г
воды в пар при изменении температуры от 0 до 150оС и постоянном давлении 1 атм., если энтальпия парообразования при 100оС
равна vH = 9710 кал/моль.
Cp(H2O, ж) = 17.996 кал/(моль·К),
Cp(H2O, г) = 7.20 + 2.70·10-3·T кал/(моль·К).
3. Рассчитайте изменение энтропии при нагревании 0.4 моль
хлорида натрия от 20 до 850оС. Мольная теплоемкость хлорида
натрия равна:
Cp(NaCl, ж) = 66.53 Дж/(моль·К),
Cp(NaCl, к) = 45.94 + 16.32·10-3·T Дж/(моль·К).
Температура плавления хлорида натрия 800оС, энтальпия плавления 31.0 кДж/моль.
4. Рассчитайте изменение энтропии при нагревании 0.7 моль
моноклинной серы от 25 до 200оС при давлении 1 атм. Мольная
теплоемкость серы равна:
Cp(S, к) = 23.64 Дж/(моль·К),
Cp(S, ж) = 35.73 + 1.17·10-3·T Дж/(моль·К).
Температура плавления моноклинной серы 119оС, удельная энтальпия плавления 45.2 Дж/г.
5. Рассчитайте изменение энтропии при нагревании 64 г метилового спирта от 25 до 100оС, если температура кипения (при 1
атм.) равна 64.51оС, а энтальпия парообразования при этой температуре vH = 8437 кал/моль.
Cp(CH3OH, ж) = 19.5 кал/(моль·К),
Cp(CH3OH, г) = 4.88 + 24.78·10-3·T – 5.889·10-6·T2 кал/(моль·К).
38
6. Рассчитайте изменение энтропии 1 моль азота, взятого
при 1 атм. и 25оС, при его нагревании до 200оС и одновременном
расширении при постоянном давлении до объема 50 л. Азот считать идеальным газом.
7. Рассчитайте изменение энтропии 22 г CO2 (считать идеальным газом), взятого при 1 атм. и 25оС, при его нагревании до
100оС и одновременном увеличении давления до 3 атм.
8. Рассчитайте изменение энтропии при нагревании 11.2 л
азота от 0 до 50оС и одновременном уменьшении давления от
1 до 0.01 атм.
9. Рассчитайте изменение энтропии, если при 1 атм. и 27оС
1 л азота смешать с 2 л кислорода. Оба газа считать идеальными.
10. Рассчитайте изменение энтропии при нагревании 16 кг
кислорода от 273 до 373 К при: а) постоянном объеме; б) постоянном давлении. Газ считать идеальным.
11. Рассчитайте изменение энтропии 1 моль идеального газа
в результате двух последовательных равновесных процессов:
изохорного, при котором давление уменьшается в 2 раза и изобарного, в результате которого происходит увеличение объема в
2 раза.
12. Рассчитайте изменение энтропии 100 г водорода при
изотермическом расширении его от объема V1 до V2 = 10V1. Водород считать идеальным газом.
13. Рассчитайте изменение энтропии при смешении 5 кг воды при 80оС с 10 кг воды при 20оС. Удельную теплоемкость воды
принять равной:
Cp(H2O, ж) = 4.184 Дж/(г·К).
14. В изотермически изолированный сосуд, содержащий 5
кг воды при 303 К, вносят 1 кг снега при 263 К. Рассчитайте изменение энтропии в этом процессе. Энтальпия плавления льда
mH = 1437 кал/моль. Теплоемкости льда и воды принять постоянными в рассматриваемом интервале температур:
39
Cp(H2O, к) = 0.482 кал/(г·К), Cp(H2O, ж) = 1 кал/(г·К).
15. Рассчитайте энтропию 1 моль паров этанола при 25оС и
1 атм. Давление насыщенного пара этанола при указанной температуре составляет 59.0 мм рт. ст. Энтропия жидкого этанола
Sо (C2H5OH, 298, ж) = 38.4 кал/(моль·К),
а энтальпия парообразования при этой температуре vHо = 10116
кал/моль.
16. Рассчитайте изменение энтропии 1000 г воды в результате ее замерзания при –5оС. Энтальпия плавления льда при 0оС
равна 6008 Дж/моль. Теплоемкости льда и воды равны 34.7 и 75.3
Дж/(моль·К), соответственно.
40
ТЕМА 7.
ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И ХИМИЧЕСКОЕ
РАВНОВЕСИЕ
1. Во сколько раз увеличится скорость газофазной элементарной реакции A
2B при увеличении давления в 3 раза?
2. Как изменится скорость прямой и обратной реакции
А2 (г) + 2В (г)
2АВ (г),
если давление в реакционном сосуде увеличить в два раза?
3. Во сколько раз нужно уменьшить концентрацию кислорода в реакции 4NO2 (г) + O2 (г)
2N2O5 (г), чтобы при увеличении концентрации оксида азота (IV) в два раза скорость образования N2O5 осталась неизменной?
4. Как и во сколько раз нужно изменить давление, чтобы
скорость образования NO2 по реакции
2NO (г) + O2 (г)
2NO2 (г)
возросла в 1000 раз?
5. Как изменится скорость образования аммиака
N2 (г) + 3H2 (г)
2NH3 (г),
если концентрацию азота увеличить в 8 раз, а концентрацию водорода уменьшить в 2 раза?
6. Во сколько изменится скорость прямой и обратной реакции в системе
2FeCl3 (г)
2FeCl2 (тв) + Cl2 (г) ,
если объем системы уменьшить в 3 раза?
7. Во сколько изменится скорость прямой и обратной реакции в системе
SiO2 (тв) + 2Cl2 (г)
SiCl4 (г) + O2 (г) ,
если объем системы увеличить в 2 раза?
8. Константа скорости реакции
2HI (г)  H2 (г) + I2 (г)
41
при 350оС равна 8·10-5 л/(моль·с). Каково ее значение при 400оС,
если температурный коэффициент реакции равен 2.2?
9. Как изменится скорость химической реакции при повышении температуры с 20 до 80оС, если температурный коэффициент равен 3?
10. При какой температуре реакция закончится за 15 мин.,
если при 15оС она идет 2 часа? Температурный коэффициент реакции равен 3.
11. При температуре 30оС реакция протекает за 25 мин., при
температуре 50оС – за 4 мин. Рассчитайте температурный коэффициент.
12. Растворение образца цинка в растворе соляной кислоты
при 20оС происходит за 27 мин., а при 40оС – за 3 мин. Сколько
времени потребуется для растворения этого образца железа при
температуре 55оС?
13. Равновесие реакции
N2 (г) + 3H2 (г)
2NH3 (г)
устанавливается при следующих концентрациях участвующих в
них веществ: [N2]=0.01 моль/л, [Н2]=2.0 моль/л, [NH3]=0.4 моль/л.
Вычислите константу равновесия реакции и исходные концентрации водорода и азота.
14. Равновесие реакции
СО (г) + Cl2 (г)
COCl2 (г)
устанавливается при концентрациях (в моль/л): [CO]=0.55,
[Cl2]=0.05, [COCl2]=0.95. Определите исходные концентрации оксида углерода (II) и хлора.
15. Обратимая реакция описывается уравнением
А (г) + В (г)
2С (г).
Смешали по 1 моль всех веществ. После установления равновесия в смеси обнаружено 1.5 моль вещества С. Определите константу равновесия.
42
16. При смешении уксусной кислоты и этилового спирта
происходит реакция
CH3COOH + C2H5OH
CH3COOC2H5 + H2O.
В сосуд введено по 1 молю всех четырех веществ, приведенных в
уравнении реакции. После установления равновесия в смеси находится 1.33 моль эфира. Каково значение будет иметь константа
равновесия этой реакции?
17. В закрытом сосуде установилось равновесие
A (г) + B (г)
C (г) + D (г)
Константа равновесия реакции при некоторой температуре равна 1. Определите, сколько % вещества В подвергнется превращению, если смешать 1 моль вещества А и 5 моль вещества В.
18. В замкнутом сосуде протекает реакция
2AsH3 (г)
3H2 (г) + 2As (тв)
Константа химического равновесия при некоторой температуре
равна 1.35. Определите процент разложившегося арсина, если
равновесная концентрация водорода составляет 0.6 моль/л.
19. Константа равновесия реакции
CO (г) + Н2О (г)
CO2 (г) + H2 (г)
о
при 1090 С равна 0.51. Найдите состав реакционной смеси в момент достижения равновесия, если в реакцию введено по молю
оксида углерода (II) и водяного пара.
20. Константа равновесия реакции
H2 (г) + I2 (г)
2HI (г)
о
при 445 С равна 50. Сколько молей HI получается, если нагреть
до этой температуры в замкнутом сосуде 2.54 г йода и 0.02 г водорода? Сколько молей HI получится, если в реакционную смесь
добавить еще 0.02 г водорода?
21. Вычислите равновесные концентрации веществ, участвующих в реакции
CO (г) + Н2О (г)
CO2 (г) + H2 (г),
если начальные концентрации оксида углерода (II) и паров воды
были соответственно 0.10 и 0.40 моль/л, а константа равновесия
равна 1.
43
22. При некоторой температуре 10% молекул йода распалось на атомы. Определите константу равновесия при данной
температуре, если 1 моль йода находится в сосуде емкостью V
литров.
23. Смешали по 3 моль веществ А, В и С. После установления равновесия 2А
В + С в системе обнаружили 4 моль вещества С. Рассчитайте константу равновесия. Определите равновесный состав смеси (в мольных %), полученный смешением веществ А, В и С в мольном соотношении 4:3:1 при той же температуре.
24. Каким образом и какие условия надо изменить, чтобы
смесить равновесие в следующих реакциях:
3H2 (г) + N2 (г)
2NH3 (г), rHo(298) = –22 ккал
H2 (г) + Cl2 (г)
2HCl (г), rHo(298) = – 44 ккал
3O2 (г)
2O3 (г), rHo(298) = 68.4 ккал
FeO (к) + CO (г)
Fe (к) + CO2 (г), rHo(298) = 3.2 ккал
2Mg (к) + O2 (г)
2MgO (к), rHo(298) = –144 ккал
CaCO3 (к)
CaO (к) + CO2 (г), rHo(298) = 42.5 ккал.
25. Разложение оксида азота (I) на поверхности золота при
высоких температурах протекает по уравнению:
N2O
N2 + O.
Константа скорости данной реакции при 900оС равна 5·10-4 с-1.
Начальная концентрация N2O равна 3.2 моль/л. Определите скорость реакции при указанной температуре в начальный момент и
когда произойдет разложение 78% начального количества оксида
(т.е. останется 22%).
26. Период полураспада радиоактивного изотопа 14C – 5730
лет. При археологических раскопках было найдено дерево, содержание 14C в котором составляет 72% от нормального. Каков
возраст дерева?
27. Разложение пероксида водорода в водном растворе протекает как реакция первого порядка с периодом полураспада 16.3
мин. Определите время, которое потребуется для разложения в
аналогичных условиях 90% пероксида.
44
28. Разложение N2O5 является реакцией первого порядка,
константа скорости которой равна 2·10-3 мин-1 при 300 К. Определите, сколько процентов N2O5 разложится за 2 часа.
29. Период полураспада радиоактивного изотопа 137Cs, который попал в атмосферу в результате Чернобыльской аварии, –
29.7 лет. Через какое время количество этого изотопа составит
менее 1% от исходного?
30. Период полураспада радиоактивного изотопа 90Sr, который попадает в атмосферу при ядерных испытаниях, – 28.1 лет.
Предположим, что организм новорожденного ребенка поглотил
1.00 мг этого изотопа. Сколько стронция останется в организме
через а) 18 лет, б) 70 лет, если считать, что он не выводится из
организма?
31. Превращение пероксида бензоила в диэтиловый эфир
(реакция первого порядка) при 60оС произошло за 10 мин на
75.2%. Вычислите константу скорости реакции.
32. Установлено, что реакция второго порядка (один реагент) завершается на 75% за 92 мин при исходной концентрации
реагента 0.24 моль/л. Какое время потребуется, чтобы при тех же
условиях концентрация реагента достигла 0.16 моль/л?
33. Омыление этилацетата гидроксидом натрия (реакция
второго порядка) при 12оС протекает с константой скорости 2.41
л/(моль·мин). Определите время (в мин), необходимое для омыления 80% этилацетата, если смешать при данной температуре 1
л 0.1 М раствора эфира с 1 л 0.1 М раствора гидроксида натрия.
34. Константа скорости реакции образования муравьиной
кислоты действием пероксида водорода на формальдегид при
60оС равна 0.754 л/(моль·ч). Рассчитайте, сколько граммов муравьиной кислоты образуется через 1 час после начала реакции,
если смешать 1 л 1 М раствора формальдегида с 3 л 1 М раствора
пероксида.
35. Реакция
CH3CH2NO2 + OH–  H2O + CH3CHNO2–
45
имеет второй порядок и константу скорости 39.1 л/(моль·мин)
при 0оС. Был приготовлен раствор, содержащий 0.004 моль/л
нитроэтана и 0.005 моль/л NaOH. Через какое время прореагирует 90% нитроэтана?
36. Вещество A смешали с веществами B и C в равных концентрациях 1 моль/л. Через 1000 с осталось 50% вещества А.
Сколько вещества А останется через 2000 с, если реакция имеет:
а) нулевой, б) первый, в) второй, г) третий общий порядок?
46
ТЕМА 8.
РАСТВОРЫ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ. ЗАКОНЫ РАУЛЯ
И ВАНТ-ГОФФА
1. Вычислите давление пара 10%-ного раствора глюкозы
(C6H12O6) в воде при 100оС.
2. Давление насыщенного пара раствора, в котором растворено 27 г некоторого вещества в 108 г воды, равно 741 мм рт.ст.
при 100оС. Определите молярую массу этого вещества.
3. Парциальное давление паров воды над раствором, содержащим 3.74 г вещества в 90 г воды при температуре 20оС, составляет 17.37 мм рт.ст. Определите молярную массу растворенного
вещества, если при этой температуре давление пара над чистой
водой равно 17.54 мм рт.ст.
4. При 0оС давление пара диэтилового эфира (C2H5)2O составляет 2465 Па. Найдите для той же температуры давление пара 5%-ного раствора анилина С6Н5NH2 в эфире.
5. Давление пара воды при 20оС составляет 2338 Па. Сколько граммов сахара (С12Н22О11) следует растворить в 720 г воды
для получения раствора, давление пара которого на 18.7 Па
меньше давления пара воды? Вычислите процентное содержание
сахара в растворе.
6. В 50 г бензола растворено 1.6 г нафталина. Температура
замерзания полученного раствора оказалась равной 4.2оС. Определите молярную массу нафталина, если температура плавления
бензола равна 5.5оС, а криоскопическая постоянная бензола равна
5.2.
7. Определите формулу вещества, содержащего 40.00% углерода, 6.66% водорода и 53.34% серы. Раствор 0.3 г этого вещества в 27 г бензола замерзает на 0.312оС ниже, чем бензол. Криоскопическая постоянная бензола равна 5.2.
47
8. В каком количестве воды следует растворить 0.5 кг глицерина С3Н5(ОН)3 для получения раствора с температурой кристаллизации –3оС? Криоскопическая постоянная воды равна 1.86.
9. В каком отношении должны находиться массы воды и
этилового спирта, чтобы при их смешении получить раствор,
кристаллизующийся при –20оС. Криоскопическая постоянная воды равна 1.86.
10. Диэтиловый эфир кипит при температуре 34.5оС. При
какой температуре будет кипеть раствор, содержащий 3.09 г
H3BO3 в 100 г эфира? Эбуллиоскопическая постоянная эфира
равна 2.
11. При растворении 3.24 г серы в 40 г бензола температура
кипения последнего повысилась на 0.81оС. Из скольких атомов
состоит молекула серы в растворе? Эбуллиоскопическая постоянная бензола равна 2.57.
12. Температура кипения ацетона 56.1оС, а его эбуллиоскопическая постоянная равна 1.73. Вычислите температуру кипения
8%-ного раствора глицерина С3Н5(ОН)3 в ацетоне.
13. Сколько граммов глюкозы С6Н12О6 следует растворить в
260 г воды для получения раствора, температура кипения которого превышает температуру кипения чистого растворителя на
0.05оС? Эбуллиоскопическая постоянная воды равна 0.52.
14. Осмотическое давление водного раствора, содержащего
в 100 мл 2 г вещества, равно 1.31 атм. при 0оС. Определите молярную массу вещества.
15. Найдите формулу вещества, содержащего 39.56% углерода, 7.69% водорода и 52.75% кислорода, если осмотическое
давление раствора, содержащего 36 г этого вещества в 1 л раствора, равно 4.5 атм. при 0оС.
16. В 1 мл раствора содержится 1018 молекул растворенного
неэлектролита. Вычислите осмотическое давление раствора этого
вещества (в атмосферах) при 25оС.
48
17. Вычислите осмотическое давление (в атмосферах) раствора, содержащего 12 г сахара С12Н22О11 в 350 г воды при 293 К.
Плотность раствора принять равной единице.
18. В конце прошлого века был спорным вопрос о мольной
массе рафиназы. Ей приписывали формулы С12Н22О11·3Н2О,
С18Н33О16·5Н2О, С36Н64О32·10Н2О. Было предложено определять
осмотическое давление растворов путем сравнения с осмотическим давлением клеточного сока растений. Изучение различных
растворов рафиназы показало, что ее 5.95%-ный раствор оказывает на клетки такое же действие, как и 3.42%-ный раствор тростникового сахара (С12Н22О11), иными словами, если осмотическое давление раствора равно осмотическому давлению клеточного сока, то клетка не изменяется. Какова формула рафиназы?
Плотности растворов равны единице.
19. Раствор поливинилпирролидона широко используется в
медицине в качестве заменителя плазмы крови ("Гемодез"). Определить молекулярную массу поливинилпирролидона, если при
25оС осмотическое давление раствора, содержащего 1.13 г этого
полимера в 40 мл раствора, равно 0.35 кПа.
49
ТЕМА 9.
РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ.
СТЕПЕНЬ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ.
КОНСТАНТА ДИССОЦИАЦИИ.
ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ.
ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ
1. Раствор, содержащий 1.9 г хлорида магния в 100 г воды,
замерзает при температуре –0.97оС. Определите кажущуюся степень диссоциации вещества, если криоскопическая постоянная
воды равна 1.86.
2. При какой температуре будет кипеть раствор, содержащий 4.4 г гидроксида натрия в 100 г воды, если кажущаяся степень диссоциации NaOH в растворе при этой температуре составляет 78%? Эбуллиоскопическая постоянная воды равна 0.512.
3. Какова температура кристаллизации раствора, содержащего 33.96 г нитрата натрия в 400 г воды? Давление пара раствора составляет 2268 Па, а давление пара воды при той же температуре 2338 Па. Криоскопическая постоянная воды равна 1.86.
4. Вычислите осмотическое давление (в атмосферах) при
18.5 С раствора, в 5 л которого содержится 62.4 г медного купороса (CuSO4·5H2O). Кажущаяся степень диссоциации соли в растворе 38%.
о
5. Вычислите рН 0.0365%-ного раствора соляной кислоты и
рН 0.056% раствора гидроксида калия. Плотности растворов
примите равными единице.
6. Определите водородный показатель в 0.1 М растворе уксусной кислоты, если степень ее диссоциации равна 1% и в 0.1 М
растворе соляной кислоты.
7. Сколько граммов гидроксида натрия содержится в 10 л
раствора, рН которого равен 11?
50
8. 1·10-5 М раствор соляной кислоты разбавили в 1000 раз.
Каков будет водородный показатель полученного раствора?
9. Вычислите рН 0.5 н. раствора муравьиной кислоты, если
константа ее диссоциации равна 2.0·10-4.
10. При какой молярной концентрации муравьиной кислоты
(KД=2·10-4) 95% ее молекул находятся в недиссоциированном состоянии?
11. Константа диссоциации уксусной кислоты равна
1.76·10-5. Вычислите степень диссоциации уксусной кислоты в
растворе, полученном путем смешения равных объемов 0.4 М
раствора СН3СООН и 1 М раствора СН3СООН.
12. В 1 л раствора азотистой кислоты HNO2 с концентрацией
0.1 моль/л содержится 6.15·1022 непродиссоциированных молекул
кислоты и образовавшихся ионов (в сумме). Определите степень
диссоциации азотистой кислоты в этом растворе.
13. В 10 г 3%-ного раствора некоторой кислородсодержащей одноосновной кислоты содержится 2.3·1020 ионов. Степень
диссоциации кислоты в данном растворе составляет 3%. Назовите кислоту и вычислите константу ее диссоциации при данной
температуре. Плотность раствора примите равной единице.
14. В литре насыщенного водного раствора AgCl содержится 1.9·10-3 г этой соли. Вычислите произведение растворимости
хлорида натрия.
15. Произведение растворимости PbCl2 равно 1.6·10-5. Вычислите растворимость (в моль/л) хлорида свинца в воде.
16. Для растворения 1 г йодида свинца (при 18оС) требуется
1470 мл воды. Вычислите произведение растворимости йодида
свинца.
17. Произведение растворимости Ag3PO4 составляет
1.3·10-20. Вычислите растворимость этой соли в молях на литр и в
граммах на литр.
51
18. Нижний предел бактерицидного действия серебра оценивается концентрацией его в растворе около 10-6 мг/л. Достаточно ли серебра в насыщенном растворе AgCl для бактерицидного действия? ПР(AgCl)=1.8·10-10.
19. В питьевой воде содержание ионов фтора F– должно составлять 0.7–1 мг/л. Достигается ли требуемое содержание фтора
в питьевой воде при ее пропускании над кристаллами фторида
кальция? ПР(CaF2)=4.0·10-11.
20. Произведение растворимости SrSO4 равно 3.6·10-7. Образуется ли осадок SrSO4, если смешать равные объемы 0.002 н.
раствора SrCl2 и K2SO4?
52
ОТВЕТЫ К ЗАДАЧАМ
Тема 1.
1. 4.48·10-23 г; 1.66·10-24 г. 2. 2.99·10-23 г. 3. Сера. 4. 44 г. 5. Атомов лития в 3.2 раза больше. 6. Одинаково. 7. Атомов железа в
1.1 раза больше. 8. Атомов натрия в 1.7 раза больше. 9. Масса
фосфора в 1.32 раза больше. 10. Масса титана в 1.76 раза больше.
11. В аммиачной воде 206 кг или 82.4%; в нитрате аммония 87.5
кг или 35.0%; в нитрате калия 34.8 кг или 13.9%; в карбамиде 117
кг или 46.7 кг. 12. HNO3. 13. B2H6. 14. P4O10. 15. CHO2. 16.
C9H8O4. 17. U2O5. 18. H2S. 19. C2H4. 20. C2H7N. 21. NH4NO2. 22.
C3H5O3Na. 23. 10. 24. Na2SO4·10H2O. 25. CuSO4·5H2O; 1.204·1024.
26. Железо. 27. 55.2% K2CO3; 44.8% KOH. 28. 44.6%. 29. 30.2%.
30. 50% NaCl; 50% Na2CO3. 31. На 4.3%. 32. 36.65% SnO2. 33.
3.17%. 34. 20.2% Ca(OH)2; 79.8% CaCO3. 35. 94% Al; 4% Cu; 2%
Fe. 36. 30% Fe2O3; 70% FeO. 37. 70% Zn; 30% Zn(NO3)2. 38. 1.724
т. 39. 214.6 л. 40. Цезий. 41. MgSO4·6H2O. 42. Cu(NO3)2·3H2O. 43.
6.72 л. 44. 7.425 г. 45. Фосфором. 46. Все компоненты по 33.3
мол.%. 47. 12.54 л СО. 48. 26.77 л C2H4. 49. 50 мол.% C2H4; 50
мол.% C2H6. 50. 90% Pb. 51. 40.3%.
Тема 2.
1. 3, 4, 6, 12 г/моль. 2. 17.33 г/моль. 3. 32.7%. 4. 66.7%. 5. 3.85%;
0.150 г. 6. TiCl3. 7. 28 г/моль. 8. 12.15 г/моль. 9. 261.3 г/моль. 10.
12 г/моль. 11. 29.2 г/моль. 12. 32.7 г/моль. 13. 45.78 г/моль. 14.
FeCl3. 15. SnCl2. 16. 207 г/моль. 17. B2H6.
Тема 3.
1. 2.845 г. 2. 0.58 л. 3. 16.41 л. 4. Давление эфира 89.7 мм рт.ст.;
сероуглерода – 31.2 мм рт.ст.; общее – 120.9 мм рт.ст. 5. 34 мм
рт.ст.. 6. 200 л. 7. 15.05%. 8. В 1.14 раза; до 70оС. 9. 12.16 г/моль.
10. 60% SO2. 11. Образовалось 6 л N2; осталось 11 л O2. 12. 56 мл;
28.57% CO2; 57.14% N2; 14.29% O2. 13. 34 мл; 94.12% N2; 5.88%
O2. 14. На 45 мл. 15. 60% СО. 16. 15%. 17. 2.5%. 18. 60% Cl2; 10%
H2; 30% HCl;. 19. 50% O2; 50% O3 . 20. 30% N2; 70% H2. 21. 6.2 кг.
22. р(N2)=0.48 атм.; р(О2)=0.84 атм.; р(общ.)=1.32 атм. 23. 1.5
53
моль О2; р(Н2)=р(О2)=1.2 атм.; р(N2)=0.8 атм. 24. 64 г/моль; S2. 25.
1.39% (Н2О)2.
Тема 4.
1. 26.5%. 2. 57%. 3. 12%. 4. 30.5 г. 5. 36.3%. 6. 60% от массы раствора. 7. 3.66 моль/л. 8. 28%. 9. 73.1%. 10. Титр 0.445 г/мл; мольная доля 9 мол.%; моляльность 5.49 моль/кг; молярность 4.53
моль/л; нормальность 9.06 моль/л. 11. Массовая доля 49.4%; молярность 6.95 моль/л; нормальность 13.9 моль/л; моляльность 5
моль/кг. 12. Для HCl 603 мл; для H2SO4 468 мл. 13. 19.44 л. 14.
16.6%. 15. 4.79 моль/л. 16. 14% и 4.1 моль/л. 17. 10.25 г. 18. 10.8 г.
19. 113.2 г. 20. 46.6 г. 21. 21.2 г. 22. 29.6 г. 23. 9.6 г CuS; 15%
Mg(NO3)2. 24. 2% NaOH 17.55% NaCl. 25. 48 г CuS; 8 г CuSO4. 26.
1.66 % Na2CO3; 9.14% NaCl. 27. 142 г. 28. 96 г. 29. 361.4 г. 30.
20% NaОН. 31. 23.8%. 32. 88%. 33. 54%. 34. 171 мл. 35. 161.4 мл.
36. 77.1%; 17.7 моль/л. 37. 1:2. 38. 72 г 15%-ного и 28 г 40%-ного.
39. 11%. 40. 497 мл; 229 мл. 41. 2.95% FeCl2; 2.72% ZnCl2; 11.46%
HCl. 42. 0.62 г. 43. 10%. 44. 29.4 г.
Тема 5.
1. q=W=319.3 кал. 2. а) q=W=2014 кал, U=0; б) qv=U=3637 кал,
W=0; в) qр=10179 кал, W=2906 кал, U=7273 кал. 3. T2=360 К,
W=–191.4 кал, U=191.4 кал, Н=267.9 кал. 4. р=2.83 атм.,
qv=332.6 кал. 5. а) W=2713 кал, W=2271 кал. 6. 1470 Дж. 7.
q=U=2593 кДж, Н=3630 кДж. 8. U=2531 кал, Н=3123 кал. 9.
251.2 ккал. 10. 5352 кал. 11. 261.9 кал. 12. 1551 ккал. 13. –11.025
ккал. 14. 13.3 кДж/моль. 15. –196.5 ккал/моль. 16. 36.7 кДж/моль.
17. 30.362 ккал/моль. 18. 11945 ккал. 19. –202.6 ккал. 20. Вторая.
21. –26.416 ккал/моль. 22. rHо=–50.78 ккал, rUо=–49.60 ккал . 23.
–99.6 кДж/моль. 24. –32 кДж/моль. 26. –11820 ккал. 28. –1855
ккал. 29. 4.42 ккал. 30. 109.64 ккал/моль. 31. 95.8 ккал/моль. 32.
164.1 ккал/моль.
Тема 6.
54
1. 3.17 кал/(моль·К). 2. 3.63 кал/К. 3. 41.7 Дж/К. 4. 11.88 Дж/К. 5.
57.42 кал/К. 6. 4.634 кал/(моль·К). 7. –0.311 кал/К. 8. 5.16 кал/К. 9.
0.154 кал/К. 10.775 кал/К, 1085 кал/К. 11. 2.75 кал/К. 12. 227
кал/К. 13. 246.8 Дж/К. 14. 46.39 кал/К. 15. 67.25 кал/(моль·К). 16.
–1181 Дж/К.
Тема 7.
1. В 3 раза. 2. Скорость прямой реакции увеличится в 8 раз, обратной – в 4 раза. 3. В 16 раз. 4. Увеличить в 10 раз. 5. Не изменится. 6. Скорость прямой реакции увеличится в 9 раз, обратной –
в 3 раза. 7. Скорость прямой реакции увеличится в 9 раз, обратной – в 3 раза. 8. 4.12·10-3 л/(моль·с). 9. В 729 раз. 10. 34оС. 11.
2.5. 12. 34.6 с. 13. Кр=2; 0.21 моль/л N2; 2.6 моль/л Н2. 14. 1.5
моль/л СО; 1.0 моль/л Cl2. 15. 9. 16. 4. 17. 16.7%. 18. 50%. 19.
[CO2]=[H2]=0.418 моль/л. 20. 1.56·10-2 моль; 1.87·10-2 моль. 21.
[CO]=0.02 моль/л; [Н2O]=0.32 моль/л; [CO2]=[H2]=0.08 моль/л. 22.
0.044/V. 23. 16; 10.8% А; 57.1% В; 32.1% С. 25. 1.6·10-3
моль/(л·с); 3.52·10-4 моль/(л·с). 26. 2720 лет. 27. 54.2 мин. 28.
21.3%. 29. 197.3 года. 30. а) 0.64 мг; б) 0.18 мг. 31. 0.14 мин-1. 32.
15.3 мин. 33. 33.2 мин. 34. 18.4 г. 35. 26.3 мин. 36. а) 0; б) 25%; в)
33.3%; г) 37.8%.
Тема 8.
1. 751.6 мм рт.ст. 2. 176 г/моль. 3. 76 г/моль. 4. 2366 Па. 5. 110.3 г,
13.3%. 6. 128 г/моль. 7. C6H12S3. 8. 3370 г. 9. 2:1. 10. 35.5оС. 11. S8.
12. 57.75оС. 13. 4.5 г. 14. 342 г/моль. 15. C6H12O6. 16. 0.04 атм. 17.
2.33 атм. 18. С18Н33О16·5Н2О. 19. 200000.
Тема 9.
1. 80%. 2. 101оС. 3. –3.19оС. 4. 1.65 атм. 5. 2; 12. 6. 3; 1. 7. 0.56 г. 8.
6.96. 9. 2. 10. 0.08 моль/л. 11. 0.5%. 12. 2.16%. 13. НNО2; 5.7·10-4.
14. 1.75·10-10. 15. 1.59·10-2 моль/л. 16. 1.29·10-8. 17. 4.68·10-6
моль/л; 1.96·10-3 г/л. 18. Достаточно. 19. Достигается. 20. Не образуется.
55
Приложение
Таблица 1
Стандартные энтальпии образования fH (298), энтропии So(298)
и функции Гиббса образования fGo(298) некоторых веществ при
298 К
o
Вещество
H2O (ж)
H2O (г)
NH3 (г)
СО2 (г)
СО (г)
СН4 (г)
HCl (г)
С2Н2 (г)
Al2O3 (тв)
HCOOH (ж)
СH3CH2OH (ж)
СН3СООН (ж)
СН3Cl (г)
С2Н6 (г)
С6Н6 (ж)
ССl4 (ж)
MgCl2 (к)
SO2 (г)
Fe2O3 (к)
CaCO3 (к)
AgCl (к)
NH4Cl (к)
СаО (к)
fHo(298),
кДж/моль
–285.8
–241.8
–46.2
–393.5
–110.5
–74.9
–92.3
226.8
–1676.0
–409.20
–277.63
–487.0
–82.0
–84.667
49.028
–139.3
–641.23
–296.90
–822.1
–1206.87
–127.035
–313.59
–635.6
So(298),
Дж/(моль·К)
70.1
188.7
192.6
213.7
197.5
186.2
186.8
200.8
50.9
128.95
160.7
159.8
234.18
229.49
172.80
214.43
89.5
248.53
90.0
92.8
96.11
133.0
39.8
fGo(298),
кДж/моль
–237.3
–228.6
–16.7
–394.4
–137.1
–50.8
–95.2
209.2
–1582.0
–346.0
–174.47
–392.5
–58.6
–32.886
129.658
–68.6
–529.38
–300.37
–741.0
–1128.75
–109.720
–213.60
–604.2
56
Программа и задачи по общей химии для студентов-биологов
первого курса
Составитель:
Зайцев Сергей Дмитриевич
Подписано к печати
Бумага оберточная. Усл. печ. л.
Формат 6084 1/16. Печать офсетная.
Тираж 500 экз. Заказ
. Бесплатно.
Нижегородский государственный университет им. Н.И.Лобачевского
603950, Н.Новгород, пр. Гагарина, 23.
Типография ННГУ, 603000, Н.Новгород, ул. Б.Покровская. 37.
57