ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ ГОУ ВПО «КАРАЧАЕВО-ЧЕРКЕССКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ ТЕХНОЛОГИЧЕСКАЯ АКАДЕМИЯ»

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ
ГОУ ВПО «КАРАЧАЕВО-ЧЕРКЕССКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ
ТЕХНОЛОГИЧЕСКАЯ АКАДЕМИЯ»
МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ
ПО ВЫПОЛНЕНИЮ КОНТРОЛЬНЫХ ЗАДАНИЙ И КОНТРОЛЬНЫЕ
ЗАДАНИЯ ПО КУРСУ «ХИМИЯ»
для студентов инженерно-технических специальностей
заочной формы обучения
(направление подготовки 270800)
Черкесск 2014
1
ОГЛАВЛЕНИЕ
Введение…………………………………………………………………….3
Литература……………………………………………………………….… 3
Тематическое содержание дисциплины «Химия»………………………….….4
Примеры решения задач ………………………………………………..…5
1.
Строение вещества
1.1.Основные понятия. Закон эквивалентов……………………..…...5
1.2.Строение атома и ПС элементов Д.И. Менделеева………………6
1.3. Химическая связь и строение молекул…………………………...8
1.4. Межмолекулярное взаимодействие. Комплексные соединения..9
11. Энергетика химических процессов……….…………………………..10
2.1.Основные положения химической термодинамики
2.2.Термохимия
111. Химическая кинетика и равновесие………………….…………..…...10
3.1. Кинетика химических реакций.
3.2. Химическое равновесие
1V. Растворы. Электролитическая диссоциация………….………...……..11
4.1. Способы выражения концентрации растворов.
4.2. Свойства растворов
4.3. Электролитическая диссоциация
4.4. Гидролиз солей
V. Электрохимия…………………… .…………………...………...….…14
5.1.Окислительно-восстановительные реакции
5.2. Электродные потенциалы и гальванический элемент
5.3. Электролиз.
5.4. Защита металлов от коррозии
V1. Свойства s-, р- и d-элементов………………….………………….....…17
V11. Химия углерода. Высокомолекулярные соединения (ВМС)…..….....17
Контрольные задания…………………………………………………..17
Варианты контрольных заданий………………………………………36
2
ВВЕДЕНИЕ
Химия играет ключевую роль среди естественных наук.
Она дает
фундаментальные знания, необходимые для прикладных наук Химическими
называют явления, при которых изменяются состав и свойства веществ, в результате чего образуются молекулы новых соединений. Химические явления могут
сопровождаться физическими, выражающимися в изменении формы или
агрегатного состояния веществ. Таким образом, химия - это наука о веществах и
их превращениях.
Химию изучают в школе, в колледжах и в техникумах. Высшее образование
имеет отличительные особенности, состоящие в формировании творческого
отношения обучаемых к предмету, развитии их мыслительных способностей на
основе проблемного обучения.
Настоящее учебное издание составлено в соответствии с программой курса
химии, утвержденной Министерством образования РФ 10.08.2000 г. и Государственным образовательным стандартом для инженерно-технических
специальностей вузов.
Вариант контрольных работ выбирается по таблице, приведенной в конце
этого издания, по двум последним цифрам учебного шифра студента. При
выполнении контрольного задания следует указывать номер задачи и ее условие.
Решение должно сопровождаться кратким пояснением, написанием соответствующих формул и уравнений реакций, названиями химических веществ,
числовых значений химических констант, расчетов с указанием размерностей и
всех математических преобразований. В конце контрольной работы указывается
дата ее выполнения, ставится личная подпись студента, приводится список
использованной литературы в полном соответствии с существующим ГОСТом.
Работа сдается на проверку преподавателю. При наличии замечаний студент
обязан внести исправления, дополнения или необходимые пояснения. Работа
засчитывается в качестве выполненной только после собеседования с
преподавателем.
ЛИТЕРАТУРА
При изучении курса химии и выполнении контрольных заданий
рекомендуется обращаться к следующей основной литературе:
1.Коровин Н.В. Общая химия. - М.: Высшая школа, 2003.
2.Глинка Н.Л. Общая химия. - М.: Высшая школа, 1986.
3.Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. - М.: Высшая школа, 1998.
4.Карапетьянц М.Х., Дракин СИ. Общая и неорганическая химия. – М.: Химия,
2000.
Дополнительная литература:
1.Фролов В.В. Химия. - М.: Высшая школа, 1986.
2.Лабораторные работы по химии /под ред.Н.В. Коровина- М.: Высшая школа,
1998.
3.Ефимов А.И. и др. Краткий справочник физико-химических величин. – Л.:
Химия, 1983.
4. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. - М.: Интеграл-Пресс,
2008.
3
ТЕМАТИЧЕСКОЕ СОДЕРЖАНИЕ ДИСЦИПЛИНЫ «ХИМИЯ»
Лекции –4 ч
практические занятия – 4 ч
лабораторные работы – 4 ч
Содержание лекционного материала
Лекция 1 (2ч)
Строение атома и химическая связь. Корпускулярно-волновой дуализм
микрообъектов. Квантово-механическая модель атома водорода. Квантовые
числа. Принцип Паули. Максимальное количество электронных состояний в
квантовых уровнях и подуровнях. Принцип наименьшей энергии. Правило
Клечковского. Правило Хунда. Электронные формулы атомов.
Периодический закон Д.И.Менделеева. Структура периодической системы.
Электронные конфигурации. Периодичность изменения свойств элементов и их
соединений. Степень окисления. Размеры атомов и ионов. Энергия ионизации.
Сродство к электрону и электроотрицательность. Кислотно-основные свойства
оксидов и гидроксидов химических элементов. Понятие радиоактивности.
Виды химической связи. Энергия химической связи. Квантовомеханическая модель ковалентной связи по методу валентных связей (ВС) на
примере молекулы водорода. Обменный механизм образования связи по методу
ВС. Направленность и насыщаемость ковалентной связи. Возбуждение атомов.
Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи. Кратность
связи, сигма- и пи- связи. Гибридизация атомных орбиталей. Полярность
ковалентной связи и полярность молекул. Ионная связь как крайний случай
ковалентной полярной связи. Понятие о методе молекулярных орбиталей (МО).
Водородная связь.
Химическая связь в кристаллическом состоянии.
Металлическая связь.
Лекция 2 (2ч)
Общие закономерности протекания химических реакций. Химическая
термодинамика. Энтальпия. Закон Гесса. Энтропия. Свободная энергия Гиббса
как критерий самопроизвольного протекания химического процесса.
Химическая кинетика. Скорость гомогенных и гетерогенных химических
реакций. Закон действия масс. Зависимость скорости реакции от температуры.
Катализ и катализаторы. Понятие об энергии активации и переходном
состоянии.
Состояние химического равновесия. Константа химического равновесия.
Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье и его практическое
значение.
Практические занятия
(4ч)
1. Строение вещества.
2. Энергетика химических реакций.
3. Основы химии вяжущих.
4. Основы органической химии и химии ВМС.
Лабораторные работы
(4ч)
1. Химическая кинетика. Химическое равновесие.
2. Растворы электролитов. Гидролиз солей.
4
ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ
I.
Строение вещества.
1.1.
Основные понятия. Закон эквивалентов (№ 1 -24)
Пример 1. Какое количество вещества в молях и сколько атомов магния
(Mg) содержится в образце чистого магния массой 6 г? Какова масса одного
атома магния?
Решение. Атомная масса магния (AMg) равна 24 г/моль и рана молярной
массе атомов магния М(Mg). Определяем количество молей вещества в 6 г
магния:
n(Mg) = m (Mg) /М(Mg) = 6 : 24= 0,25 моль.
Определим число структурных единиц (атомов Mg), используя постоянную
Авогадро N(Mg)= nMg ∙ NA = 0,25 • 6,02∙1023 = l,505∙1023 атомов.
Исходя из того, что единица атомной массы (1 а.е.м.) равна 1,66057∙10-24 г,
вычислим массу одного атома магния:
m (атомаMg) =A(Mg) • а.е.м. = 24 • 1,66057•10-24 = 3,985•10-23 г.
Аналогично проводятся вычисления для сложных веществ, состоящих из
молекул. В этом случае в уравнения подставляются значения молярной массы
данного вещества.
Пример 2. Определите массовые доли элементов в ортофосфорной кислоте
(Н3РО4).
Решение. Молекула Н3РО4 состоит из трех атомов водорода, атома фосфора
и четырех атомов кислорода, имеющих атомные массы 1, 31 и 16 г/моль,
соответственно. Следовательно, молярная масса ортофосфорной кислоты
составляет:
М(Н3РО4) = 3 • А(Н) + А(Р) + 4 • А(О) = 3 ∙ 1 + 31 + 4 ∙ 16 = 98
г/моль.
Определим массовые доли (ω) всех элементов в этом соединении по
формуле:
ω(Х) = (n (Х) • А(Х)) / М(соед.)
ω(H) = 3 • А(Н)/М (Н3РО4) = 3 • 1 / 98 = 0,031 (3,1 %);
ω(P) =А(Р)/ М(Н3РО4)= 31 / 98 = 0,316 (31,6 %);
ω(О)= 4 • А(О) / М(Н3РО4)= 4 • 16 / 98 = 0,653 (65,3 %).
Пример 3. Какой объем при нормальных условиях занимают 38,2 г аммиака
(NH3), 53 г метана (СН4) и 6,2 г сероводорода (Н2S)?
Решение. Известно, что 1 моль любого газа при нормальных условиях
занимает объем в 22,4 л и называется молярным объемом газа (VМ). Поэтому для
решения поставленной задачи необходимо определить количество молей
каждого из данных веществ по формуле: n(Х) = V(Х)/VМ = m(Х)/М(Х).
Молярные массы аммиака, метана и сероводорода составляют соответственно:
17 г/моль; 16 г/моль; 34 г/моль.
Количества молей данных веществ равно:
n(NH3) = m/М= 38,2 /17 = 2,2 моль; n(СН4)= 53 /16 = 3,3 моль; n(Н2S)= 6,2 / 34 =
0,2 моль. Эти количества газов при нормальных условиях занимают следующие
5
объемы: V(Х) = VМ • n(Х)
V(NH3) = 22,4 • 2,2 = 49,3 л; V(CH4)= 22,4 •3,3 = 73,9л; V(H2S) = 22,4 • 0,2 = 4,5 л.
Пример 4. Определите количество и молярные массы вещества
эквивалентов в молекулах водорода Н2, кислорода О2, гидроксида кальция
Са(ОН)2, серной кислоты H2SO4 и сульфата алюминия A12(SO4)3
Решение. Молярные массы вещества эквивалентов атомов водорода и
кислорода по определению равны, соответственно, I и 8 г/моль.
Молекула водорода (Н2) состоит из двух атомов и имеет молярную массу 2
г/моль. Следовательно, в одном моле молекул водорода содержится 2 моля
эквивалентов водорода. Гак как объем 1 моля вещества любого газа при
нормальных условиях составляет 22,4 л, то объем 1 моля вещества эквивалентов
водорода составляет 22,4 : 2 = 11,2 л.
Молекула кислорода (О2) состоит из двух атомов и имеет молярную массу
32 (2 • 16) г/моль. Следовательно, в одном моль молекул кислорода содержится
4 (32 : 8) моля вещества эквивалентов этого вещества. Так как объем 1 моля
любого газа при нормальных условиях составляет 22,4 л, то объем 1 моля
вещества эквивалентов кислорода составляет 22,4 : 4 = 5,6 л.
Молярные массы вещества эквивалентов основания, кислоты и соли (Мэ)
могут быть рассчитаны по следующим формулам:
Мэ(основания) = Моснования / число замещаемых в реакции гидроксо- групп;
Мэ(кислоты) = Мкислоты / число замещаемых в реакции атомов водорода;
Мэ(соли) = Мсоли / произведение числа катионов на его заряд.
Гидроксид кальция Са(ОН)2, представляющий собой основание, имеет
молярную массу 74 г/моль. Если в реакции участвуют обе гидроксидные
группы, то молярная масса эквивалентов этого вещества равна 37 (74 :
2) г/моль. В этом случае 1 моль Са(ОН)2 содержит 2 моля эквивалентов данного
соединения. А если в реакции участвует одна гидроксидная группа, то молярная
масса эквивалентов Са(ОН)2 равна его молярной массе 74 г/моль и в 1 моле
содержится 1 моль эквивалентов этого вещества.
Серная кислота (H2SO4) имеет молярную массу 98г/моль. Если в реакции
замещаются оба атома водорода, то молярная масса эквивалентов этого
вещества равна 49 (98 : 2) г/моль. В этом случае 1 моль H2SO4 содержит 2 моля
эквивалентов данного соединения. А если в реакции замещается один атом
водорода, то молярная масса эквивалентов H2SO4 равна его молярной массе 98
г/моль и в 1 моле содержится 1 моль эквивалентов этого вещества.
Учитывая то, что A12(SO4)3 является солью, содержащей два атома
алюминия с зарядом 3+ и имеющей молярную массу 342 г/моль, молярная масса
эквивалентов этого вещества по вышеприведенной формуле будет равна: Мсоли /
(2 • 3) = 342 / 6 = 57 г/моль.
Поэтому в 1 моле A12(SO4)3 содержится 6 молей эквивалентов данного
вещества.
6
Строение атома и периодическая система элементов Д.И.Менделеева.
(№№ 25-48)
Пример 1. Какие электронные конфигурации в атоме невозможны:
1р2,Зр2,3f6,2s 4?
Решение. В атоме невозможны следующие из перечисленных конфигураций:
а) 1р2 - так как на первом энергетическом уровне нет р- подуровней (они
появляются только на втором энергетическом уровне);
б) 3f6 - так как на третьем энергетическом уровне нет f - подуровней (они
появляются только на четвертом энергетическом уровне);
в) 4s4 - так как максимально возможное количество электронов на одном
s -подуровне равно 2.
1.2.
Пример 2. Чему равны значения квантовых чисел n, l и mI внешнего
электрона атома натрия (Na)?
Решение: Элемент натрий (Na) находится в третьем периоде периодической
системы элементов Д. И. Менделеева под №11 и следовательно, его электронная
конфигурация содержит 3 уровня, на которых распределены 11 электронов, и
главное квантовое число n = 3. Электронная конфигурация атома натрия имеет
следующий вид: 1s22s22p63s1 , т.е. на третьем внешнем уровне имеется только
один электрон, находящийся на s-подуровне 3 уровня. Остальные подуровни
третьего уровня не заняты.
Для s-подуровня величина орбитального квантового числа l = 0. Так как
магнитное квантовое число изменяется в пределах от – l до + l, то и оно также
принимает единственное значение mI = 0.
Пример 3. Исходя из закономерностей периодической системы элементов
Д.И. Менделеева, определите, какой из гидроксидов является более сильным
основанием: Са(ОН)2, Ва(ОН)2, Zn(OH)2, Fe(OH)2, Fe(OH)3 или Sr(OH)2?
Решение. Сила основания определяется степенью его диссоциации на ионы,
описываемой следующим уравнением: Э(ОН)n ↔ Эn+ + nОН-. Чем больше заряд
катиона металла, образующего гидроксид, тем меньше его радиус и прочнее
химическая связь с анионом. Сила оснований, имеющих одинаковый заряд
катионов и сходное электронное строение внешнего электронного слоя, также
зависит от радиуса иона металла. В пределах одной группы (II А) радиусы ионов
s-элементов Са2+ , Sr2+ и Ва2+ увеличиваются, следовательно, в данном случае,
наиболее сильным основанием является Ва(ОН)2. Гидроксиды Zn(OH)2, Fe(OH)2
и Fe(OH)3 относятся к гидроксидам d-элементов четвертого периода. Радиусы
ионов при переходе от элемента к элементу слева направо по периоду
уменьшаются. Поэтому Са(OH)2 более сильное основание, чем основания,
образованные 3d-элементами. У d-элементов, находящихся в одном периоде,
радиус катионов с увеличением заряда ядра уменьшается и поэтому из
перечисленных
гидроксидов
у
(d-элементов)
самым
3+
слабым является Zn(OH)2. Заряд иона Fe
больше заряда иона
2+
3+
Fe и, следовательно, размер иона Fe
немного меньше, чем у
2+
нона
Fe .
Таким образом,
Fe(OH)3
менее сильное основание,
7
чем Fe(OH)2. Согласно сделанным заключениям, ряд гидроксидов в порядке
увеличения их основности выглядит следующим образом:
Zn(OH)2 →Fe(OH)3→Fe(OH)2→Ca(OH)2→Sr(OH)2→ Ва(ОН)2.
Пример3. Какой из приведенных оксидов (Na2O, CaO, А12О3, Р2О5, FeO)
проявляет амфотерные свойства?
Решение. Амфотерностью называется способность химического соединения
проявлять как кислотные, так и основные свойства, т.е. реагировать как с
кислотами, так и с основаниями. Таким образом, задача сводится к обнаружению
из данного перечня оксида, обладающего этими свойствами.
Для ответа на поставленный вопрос необходимо помнить, что металлы,
относящиеся к s-элементам, образуют основные оксиды (реагируют с
кислотами). В данном случае к s-элементам относятся Na и Са, поэтому Na2O и
СаО обладают основными свойствами. Алюминий и фосфор относятся к рэлементам. С увеличением числа электронов на р-подуровне сильно возрастают
кислотные свойства элементов, а основные свойства ослабевают. Так как у
фосфора на р-подуровне находятся три электрона, то его оксид Р2О5 носит
кислотный характер. Алюминий является металлом. Однако наличие у него одного электрона на р-подуровне ослабляет его основные свойства по сравнению с
металлами, относящимися к s-элементам, и придает его оксидам и гидроксидам
кислотные свойства. Таким образом, оксид и гидроксид алюминия обладают
амфотерными свойствами, т.е. могут реагировать как с кислотами, так и со
щелочами; образуя соль алюминия и комплексное соединение. Например:
А12О3 + 3H2SO4 = A12(SO4)3 + ЗН2О, А12О3 + 6NаОН + ЗН2О =
2Na3[Al(OH)6]. Железо относится к d-элементам. Общим свойством соединений
почти всех d-элементов является наличие переменной степени их окисления. С
увеличением степени окисления элементов в оксидах (гидратах оксидов)
усиливается их кислотный характер. В данном случае степень окисления железа
в FeO равна +2, т.е. является наименьшей из всех возможных степеней
окисления железа в его соединениях. Поэтому FeO обладает основными
свойствами.
1.3. Химическая связь и строение молекул (№№ 49-72)
Пример 1. Какая из нижеприведенных связей: Н-Н, С-О, N-H, N-O, Н-F
наиболее полярна?
Решение. Полярность ковалентной связи определяется разностью
электроотрицательностей (ΔЭО) взаимодействующих атомов, т.е. их
способностью притягивать к себе обобществленную электронную пару. Чем
больше АЭО, тем больше полярность связи. В данном случае величины ΔЭО у
вышеперечисленных пар взаимодействующих атомов следующие: ΔЭО(Н-Н) =
2,1 -2,1 = 0, ΔЭО(С-О) = 3,5 - 2,5 = 1,0; ΔЭO(N-H) = 3,0 - 2,1 = 0,9; ΔЭО(N-О)
= 3,5 - 3,0 = 0,5; ΔЭО(Н-F) = 4,0 - 2,1 = 1,9. Наиболее полярной является связь F
- Н, так как у этих элементов наблюдается наибольшая Δ ЭО = 1,9.
Пример 2. Какой тип гибридизации атомных орбиталей наблюдается в
8
молекулах хлоридов магния (MgCl2), таллия (Т1С13) и германия (GeСl4)?
Какова пространственная конфигурация этих молекул?
Решение. Магний, таллий и германий имеют, соответственно, следующие
электронные конфигурация внешнего уровня: ...3s2, ...6s26p1 и ...4s24p2.
При возбуждении атома магния один Зs-электрон переходит в 3рсостояние, таким образом, получается конфигурация внешнего электронного
уровня ...3sl3p1 имеющая два неспаренных s- и р-электрона. При образовании
химической связи с одновалентным атомом хлора эти две различные орбитали
преобразуются в две одинаковые гибридные sр-орбитали, направленные под
углом 180° друг к другу. Поэтому молекула МgCI2 является линейной и в ней
наблюдается sp-гибридизация атомных орбиталей.
При возбуждении атома таллия один бs-электрон переходит на 6р-орбиталь
и получается конфигурации внешнего электронного уровня ...6sl6p2, имеющая
три неспаренных электрона, один на подуровне 6s и два на подуровне 6р. Из
трех орбиталей образуются три гибридные sp2-орбитали, расположенные в
одной плоскости под углом 120° друг к другу. Поэтому молекула Т1С13 имеет
плоское строение и в ней наблюдается sр2-гибридизация орбиталей.
При возбуждении атома германия один его 4s-электрон переходит на 4рорбиталь и получается конфигурации внешнего электронного уровня ..4s14р3,
имеющая четыре неспаренных электрона, один на подуровне 4s и три на
подуровне 4р. Из четырех орбиталей образуются четыре одинаковые гибридные
sр3-орбитали. При этом типе гибридизации образуются пространственные
тетраэдрические структуры с валентными углами 109°28'. Поэтому молекула
GeCl4 имеет тетраэдрическое строение и в ней наблюдается sр3-гибридизация
орбиталей.
Межмолекулярное взаимодействие. Комплексные соединения.
(№№ 73-96)
Пример 1. Определите заряд комплексного иона, степень окисления
комплексообразователя и напишите выражение для константы нестойкости
комплексного иона в соединении K2[Hgl4].
Решение. В комплексном соединении K2[HgI4] внешняя сфера состоит из
двух катионов калия в степени окисления +1. Так как молекула комплексного
соединения в целом является нейтральной, то заряд комплексного иона [HgI4]x
равен х = -2.
Этот комплексный ион состоит из комплексообразователя - ртути, степень
окисления которой обозначим через у, и четырех ионов иода с зарядом -1. Так
как общий заряд комплексного иона равен -2, то справедливо следующее
равенство:
у + 4(-1) = -2 и отсюда степень окисления комплексообразователя ртути равна
у = +2.
В водном растворе комплексный ион диссоциирует по типу слабых
электролитов, описываемому следующим уравнением: [HgI4]2- ↔ Hg2+ + 4IКонстанта нестойкости комплексного иона (Кн) выражается отношением
произведений равновесных концентраций продуктов его диссоциации,
возведенных
в
степени,
соответствующие
их
стехиометрическим
1.3.
9
коэффициентам, к равновесной концентрации исходного комплексного иона.
Согласно этому определению, константа нестойкости данного комплексного
иона выражается следующим образом:
Кн = ( [Hg2+]•[I-]4 )/ [ [HgI4]2-] Чем меньше значение константы нестойкости
комплексного иона, тем он более устойчив.
Пример 2. Какова
структура
комплексных
соединений платины,
имеющей координационное число 6, если:
а)при действии на водный раствор PtCl4•6NH3 раствора нитрата серебра
(AgNO3) весь содержащийся в этом соединении хлор осаждается в виде хлорида
серебра (AgCl);
б) при действии на водный раствор PtCl4•4NH3 раствора AgNO3 осаждается
только половина хлора, т.е. два иона из четырех;
в) при действии на водный раствор PtCl4•2NH3 раствора осадка не
образуется.
Решение. Очевидно, что в первом случае все четыре иона хлора, поскольку
они легко отщепляются в растворе, находятся во внешней сфере комплексного
соединения, а внутренняя сфера включает только аммиак. И структура данного
комплексного соединения может быть представлена следующей формулой:
[Рt(NH3)6]Cl4.
Во втором случае AgNO3 осаждает только половину хлора, т.е. два иона из
четырех. Поэтому можно сделать вывод, что два иона хлора находятся в
наружной сфере данного комплексного соединения, а два - во внутренней.
Таким образом, структура этого комплексного соединения выражается
формулой: [Pt(NH3)4Cl2]Cl2.
В третьем случае, поскольку при действии AgNO3 осадка не образуется,
следует заключить, что все четыре иона хлора вместе с двумя молекулами
аммиака входят в состав внутренней сферы данного комплексного соединения и
поэтому его структура может быть представлена формулой: [Pt(NH3)2Cl4]. Так
как это комплексное соединение не имеет внешней сферы, то не отщепляет
ионов в водном растворе и не является электролитом.
11. Энергетика химических процессов. (№№ 97-120)
Пример 1. Определите температуру начала разложения карбоната кальция
(СаСО3) при обжиге.
Решение. Равновесие в системе СаСО3 (т) ↔ СаО(т) + СО2 (г) наступит при
величине изменения свободной энергии Гиббса (ΔG°298), равной нулю. Поэтому
уравнение, связывающее три характеристические функции ΔG°298 = ΔНо - TΔS,
можно переписать в виде ΔНо – TΔSо = 0, и отсюда температура, при которой
наступит равновесие в системе, будет равна Т = ΔНо /ΔSо Таким образом, для
решения поставленной задачи необходимо предварительно рассчитать по
уравнению Гесса величины ΔНо и ΔSо в данной реакции.
ΔНо х.р. = ΔНо (СО2) + ΔНо (СаО)- ΔНо(СаСО3 )=
(-636) + (-394) - (-1207) = 177
кДж/моль;
10
ΔS (х.р.)= Sо(СО2)+ Sо(СаО) - Sо(СаСО3) = 214+38 - 92= 160 Дж/(моль∙К)=
0,16кДж/(моль∙К);
Т= 177 / (0,16) = 1106 К. Из проведенных расчетов следует, что равновесие
данной системы наступает при температуре 1106 К, и при увеличении
температуры выше этого значения происходит разложение СаСО3.
111. Кинетика химических реакций. Химическое равновесие. (№№ 121-144)
Пример 1. Во сколько раз увеличится скорость химической реакции при
увеличении температуры от 25 до 65 °С, если температурный коэффициент γ
равен 3?
Решение. Для решения этой задачи следует воспользоваться
воспользоваться уравнением Вант-Гоффа, описывающим изменение скорости
реакции при изменении температуры:
v2 / v1= γ ∆t/10 = 34 = 81.
Таким образом, при увеличении температуры с 25 до 65 °С скорость
реакции увеличится в 81 раз.
Пример 2. Во сколько раз возрастет скорость прямой реакции
2SO2 (г) + О2 (г) ↔ 2SO3 (г) при увеличении концентрации реагирующих
веществ в 6 раз?
Решение.
Для
ответа на поставленный вопрос воспользуемся
законом действующих масс: скорость химической реакции при постоянной
температуре прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих
веществ, возведенных в степени, равные соответствующим стехиометрическим
коэффициентам в уравнении реакции. В конкретном случае скорость прямой
реакции, протекающей по уравнению 2SO2 + О2 ↔ 2SO3, в зависимости от
концентрации реагирующих веществ описывается следующим образом:
V1 = k [SO2]2 [O2].
При увеличении концентрации реагирующих веществ в 6 раз скорость
прямой реакции:
V2 = k[6SO2 ]2 [6O2] = 216 [SO2 ]2 [O2 ]; V2/ V1 = 216
Пример 3. В гомогенной системе 2Н2 + СО ↔ СН3ОН равновесные
концентрации реагирующих веществ составляют: [H2 ] = 1,2 моль/л, [СО] = 0,8
моль/л и [СН3ОН] = 0,6 моль/л. Чему равны константа равновесия системы и
исходные концентрации Н2 и СО?
Решение. Согласно закону действующих масс, константа равновесия
химической реакции (Кр) выражается как частное от деления произведений
равновесных концентраций продуктов реакции на произведение равновесных
концентраций исходных веществ, возведенных в степени, соответствующие их
стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции. Причем в выражение
константы равновесия входят только концентрации газов и растворенных
веществ, а концентрации твердых веществ не входят. Согласно
11
вышеизложенному, выражение константы равновесия для реакции 2Н2 + СО ↔
СН3ОН будет иметь следующий вид: [СН3ОН] /[СО] ∙ [Н2]2 = 0,6/0,8∙(1,2)2 = 0,52
Согласно уравнению реакции, при взаимодействии одного моля СО и двух
молей Н2 получается один моль СН3ОН. Так как в системе имеется остаток
реагентов СО и Н2, следовательно, они были взяты с избытком и поэтому их
первоначальная концентрация составляла: для СО = 0,6 + 0,8 = 1,4 моль/л,
для Н2 = 0,6 • 2 + 1,2 = 2,4 моль/л.
1V. Растворы. Электролитическая диссоциация. (№№ 145-168)
Пример 1.
Определите массовую (процентную) (ω, %) концентрацию, молярную (СМ)
концентрацию и молярную концентрацию эквивалентов (Сэк) раствора хлорида
кальция (СаCl2) полученного при растворении 14,6 г этой соли в 100 мл воды
(плотность раствора равна 1,146 г/мл).
Решение. Массовая концентрация показывает, сколько граммов вещества
растворено в 100 г раствора. Ее выражают в долях от единицы или в процентах.
Для расчета массовой концентрации СаС12 в данном примере сначала
необходимо найти массу раствора по заданной его плотности. mр-ра =Vр-ра ∙ρ=
100∙1,146=114,6 (г)
Зная массу раствора, вычисляют массовую концентрацию СаС12:
ω = mр.в./ mр-ра = 14,6 / 114,6= 0,127 = 12,7 %.
Молярная концентрация показывает, сколько молей растворенного
вещества находится в 1 л раствора. Для расчета молярной концентрации
раствора СаС12 в данном примере сначала необходимо найти молярную массу
этого вещества Мв-ва: М(СаС12)= 111 г/моль.Затем находим молярную
концентрацию этого вещества по следующей формуле: СМ = n/ V = m /М∙V =14,6
/ (111∙0,1) = 1,32 моль/л.
Молярная концентрация вещества эквивалентов показывает, сколько
молярных масс эквивалентов растворенного вещества, находится в 1 л раствора.
Для расчета молярной концентрации вещества эквивалентов раствора СаС12
необходимо найти молярную массу эквивалентов этого вещества.
Молярная масса эквивалентов (Мэ) для различных веществ может быть
рассчитана по следующим формулам:
Мэ (основания) = Мосн. / число замещаемых в реакции гидроксидных групп;
Мэ(кислоты)= Мкислоты / число замещаемых в реакции атомов водорода; Мэ
(соли) = Мсоли / произведение числа катионов соли на их заряд.
Учитывая то, что СаС12 является солью, содержащей один атом кальция с
зарядом +2, молярная масса ее эквивалентов по вышеприведенной формуле
будет равна: Мэ (СаС12) = М(СаС12) /1∙2 = 111/2= 55,5 г-экв/моль.
Отсюда молярная концентрация вещества эквивалентов данного раствора
СаС12 составляет:
Сэк = mв-ва / (Мэ в-ва∙ V) = 14,6 / (55,5∙0,1) = 2,63 моль/л.
12
Пример 2. Напишите ионно-молекулярное и молекулярное уравнения
гидролиза хлорида аммония (NH4C1). Определите рН раствора, содержащего 0,1
моль/л этой соли.
Решение. Соль NH4Cl образована катионом слабого основания (NH4OH) и
анионом сильной кислоты (НСl), поэтому ее гидролиз в водном растворе будет
протекать по катиону, согласно следующему уравнению реакции:
в ионно-молекулярной форме: NH4+ + НОН→NH4OH + H+, в молекулярной
форме:
NH4Cl + НОН →NH4OH + HCl. Так как в результате гидролиза
данной соли образуется сильная кислота, то рН этого раствора меньше 7 (рН <
7). Для данного случая гидролиза величина рН раствора может быть рассчитана
по следующей формуле:
рН = 7 – 1/2 (lg Cсоли +рКосн).
Концентрация соли по условию задачи равна 0,1 моль/л. Величину рК =
4,76 для NH4OH находим по табличным данным. Подставляя эти значения в
указанное выше уравнение, определим рН данного раствора NH4C1:
РН=7- 1/2 (lg Ссоли + РКосн) = 7 – 1/2 (lg 10-1 + 4,76) = 5,12.
Пример 3. Напишите ионно-молекулярное и молекулярное уравнения
гидролиза цианида натрия (NaCN). Определите рН раствора, содержащего 0,01
моль/л этой соли.
Решение. Соль NaCN образована катионом сильного основания (NaOH) и
анионом слабой кислоты (HCN), поэтому ее гидролиз в растворе будет
протекать по аниону, согласно следующим уравнениям реакции:
в ионно-молекулярной форме: CN- + НОН ↔ HCN + ОН-, в молекулярной
форме: NaCN + НОН ↔HCN + NaOH. Так как в результате гидролиза данной
соли образуется сильное основание, то рН этого раствора больше 7 (рН > 7). Для
данного случая гидролиза рН раствора может быть рассчитан по следующей
формуле: рН =7 + 1/2 (lgСсоли +рКк-ты).
Концентрация соли по условию задачи равна 0,01 моль/л. Величину рК
=9,19 для HCN находим по табличным данным. Подставляя эти значения в
указанное выше уравнение, определим рН данного раствора NaCN:
рН=7 + 1/2 (lg Ссоли + рКк-ты) = 7 +1/2(lg 10-2 + 9,19) = 10,6.
Пример 4.
В 1 л воды растворено 46 г сахарозы (С12Н22О11). Рассчитайте: а) изменение
давления насыщенного пара над раствором (р° = 100 кПа), б) изменение
температуры кипения (эбулиоскопическая константа воды Кэ = 0,52 ), в)
изменение температуры замерзания (криоскопическая константа воды Кк= 1,86),
г) осмотическое давление раствора при 298 К, учитывая, что 1 Дж/л = 1 кПа.
Решение: а) Согласно первому закону Рауля, относительное понижение
давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле
растворенного вещества: (ро-Р)/Ро = n/(n+no)
где n – количество растворенног вещества, no - количество растворителя; р°
и р - давление насыщенного пара чистого растворителя и растворителя над
раствором. Отсюда изменение давления насыщенного пара над раствором равно:
13
ро-Р = Ро ∙ n/ n+ no
Таким образом, решение задачи сводится, во-первых, к определению
мольной доли растворенного вещества. Молярные массы сахарозы и воды
равны: М( С12Н22О11) = 342 г/моль, М(Н2О) =18 г/моль
Следовательно, количество молей n сахарозы, которое было растворено в 1
л воды, составляет:
n = 46 / 342 = 0,13 моля.
Так как масса 1 л чистой воды равна 1000 г, то ее количество молей no будет
равно: no = 1000 /18 = 55,56 моля.
Отсюда мольная доля растворенной сахарозы составит следующую
величину: n/( n+ no ) = 0,13 / 55,56 = 0, 002.
Изменение давления насыщенного пара над этим раствором составит:
ро-Р = 100 ∙ 0,002 = 0,2 кПа.
б) Повышение температуры кипения (ΔТкип.) и понижение температуры
замерзания (ΔТзам) раствора пропорциональны его моляльности (Сm), то есть
количеству молей вещества, растворенного в 1000 г растворителя.
Следовательно, задача сводится к определению моляльности полученного
раствора. Так как для получения раствора было взято 46 г сахарозы, что
составило, согласно предыдущему расчету, 0,13 моля, а количество растворителя
(воды) составляло 1 л или 1000 г, моляльность этого раствора равна 0,13
моль/1000 г растворителя.
Подставляя это значение в вышеприведенные формулы, найдем изменение
температуры кипения и замерзания данного раствора.
ΔТкип = Кэ∙Cm = 0,52∙0,13 = 0,068 К. ΔТзам= КкрСm = 1,86∙0,13 = 0,242 К.
в) Осмотическое давление раствора (Росм) выражается уравнением:
Росм= СМRT, где СМ - молярная концентрация раствора в моль/л;
R- универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/(моль∙К);
Т- температура в градусах по шкале Кельвина.
Так как в приведенное уравнение входит молярная концентрация раствора,
не заданная в условиях задачи, то для расчета осмотического давления данного
раствора ее необходимо предварительно определить.
Из условия известно, что 46 г (0,13 моля) сахарозы было растворено в 1 л
или 1000 г воды. При растворении общая масса раствора составит 1046 г.
Примем, что плотность полученного раствора равна плотности воды (1 г/мл), и
отсюда объем полученного раствора равен 1046 мл. Тогда для определения
молярности воспользуемся уравнением: См = n/ Vр-ра = 0,13/1,046= 0,12 моль/л
Подставляя полученное значение молярной концентрации в вышеуказанное
уравнение, найдем величину осмотического давления данного раствора:
Росм = СмRT= 0,12 • 8,314 • 298 = 298,2 Дж/л. Учитывая, что 1 Дж/л = 1
кПа, осмотическое давление данного раствора равно 298,2 кПа.
V. Электрохимия. (№№ 169-216)
Пример 1.
Определите степень окисления элемента брома в следующих соединениях:
НВг, Br2, NaBrO, Ba(BrO2)2, НВгО3, NaBrO4. На основе проведенных расчетов
14
обоснуйте окислительно-восстановительные свойства указанных соединений.
Решение. Так как бром находится в VII группе периодической системы Д.И.
Менделеева, то его высшая степень окисления равна +7. Низшая степень
окисления брома равна номеру группы периодической системы Д.И.
Менделеева, в которой находится элемент, за вычетом 8, т.е. в данном случае
равна 7 – 8 = -1.
В приведенных в задаче соединениях степень окисления брома,
обозначенная как х, имеет следующие значения:
а)
Соединение НВг состоит из атома водорода и атома брома. Степень
окисления водорода равна +1. Так как алгебраическая сумма степеней окисления
атомов в молекуле НВг равна 0, то степень окисления атома брома в данном
соединении х = -1, т.е. низшая. Вещества, содержащие элементы в низшей
степени окисления, проявляют только восстановительные свойства, так как
могут лишь отдавать электроны.
б)
Соединение Вг2 представляет собой простое вещество. Степень
окисления элемента в простом веществе равна 0, т.е. промежуточная. Вещества,
содержащие элементы в промежуточной степени окисления, могут быть как
окислителями, так и восстановителями. Такие соединения способны к реакциям
диспропорционирования.
в)
Соединение NaBrO состоит из атома натрия, атома брома и атома
кислорода. Степень окисления в соединениях натрия, как элемента I группы
периодической системы Д.И. Менделеева, равна +1, кислорода -2. Так как
алгебраическая сумма степеней окисления атомов в молекуле NaBrO равна 0, то
справедливо уравнение (+1) +х + (-2) = 0. Отсюда степень окисления брома в
данном соединении х = 2 - 1 = +1, т.е.промежуточная.
г)
Соединение Ва(ВгО2)2 состоит из атома бария и двух анионов ВгО2,
каждый из которых в свою очередь содержит атом брома и два атома кислорода.
Степень окисления бария как элемента II группы периодической системы Д.И.
Менделеева
равна +2. Так как с ним связано два аниона ВгО2, то, исходя из принципа
нейтральности молекулы, заряд этого аниона равен -1. Так как алгебраическая
сумма степеней окисления атомов в анионе ВгО2 равна его заряду, т.е. -1, а
степень окисления кислорода -2, то справедливо уравнение х + 2- (-2) = -1.
Отсюда степень окисления брома в данном соединении х = 4 - 1 = +3, т.е.
промежуточная.
д)
Соединение Н ВгО3 состоит из атома водорода, атома брома и трех
атомов кислорода. Степень окисления водорода равна +1, кислорода -2. Так как
алгебраическая сумма степеней окисления атомов в молекуле Н ВгО3 равна 0, то
справедливо уравнение (+1) + х + 3 • (-2) = 0. Отсюда степень окисления брома в
данном соединении х = 6 - 1 = +5, т.е. промежуточная.
е)
Соединение NaBrO4 состоит из атома натрия, атома брома и четырех
атомов кислорода. Степень окисления натрия как элемента I группы
периодической системы Д.И. Менделеева равна +1, кислорода -2.
Алгебраическая сумма степеней окисления атомов в молекуле NaBrO4 равна 0 и
справедливо уравнение (+1) + х + 4 • (-2) = 0. Отсюда степень окисления брома в
15
данном соединении х - 8 - 1 = +7, т.е. высшая. Вещества, содержащие элементы в
высшей степени окисления, проявляют только окислительные свойства, так как
могут лишь принимать электроны.
Пример 1. Рассчитайте ЭДС гальванического элемента, составленного из
серебряного и цинкового электродов, погруженных, соответственно, в растворы
AgNO3 с концентрацией 10-1 моль/л и Zn(NO3)2 с концентрацией 10-2 моль/л.
Стандартные электродные потенциалы серебра и цинка, соответственно, равны
E0(Ag/Ag+) = + 0,8 В и E0(Zn / Zn 2+) = - 0,76 В.
Решение. Электродные потенциалы серебряного и цинкового электродов в
указанных растворах вычислим по уравнению Нернста:
E (Ag/Ag+)= E0(Ag/Ag+) + 0,059 lg [Ag+] = 0,8+ 0,059 •(-1)= 0,741В.
E (Zn/Zn2+) = E0(Zn/Zn2+) + 0,059/2 lg [Zn2+] =-0,76 + 0,295(-2)= -0,819 В.
на аноде Zn° - 2е = Zn2+, на катоде Ag+ + е = Ag°.
На аноде будет происходить окисление цинка (его растворение), на катоде
восстановление серебра из раствора (оседание его на катоде).
ЭДС элемента определяется как разность потенциалов катода и анода:
ЭДС = Екатода - Еанода = 0,741 - (-0,819) = 1,56 В.
Пример 2. Составьте уравнения реакций, протекающих на электродах при
электролизе водного раствора сульфата олова (SnSO4) с графитовым и
оловянным анодами.
Решение. В водных растворах, наряду с ионами растворенных веществ,
присутствуют ионы Н+ и OН-, образующиеся за счет диссоциации воды. Поэтому
на катоде могут восстанавливаться как ионы металлов, так и ионы водорода.
Какие из них будут восстанавливаться прежде всего, можно определить по их
стандартным электродным потенциалам.
На катоде, в первую очередь, будет протекать реакция с большим
электродным потенциалом. Поэтому на катоде будут выделяться все металлы с
потенциалом большим, чем ноль (стандартный электродный потенциал
водородного электрода). Стандартный электродный потенциал олова E° Sn2+ /Sn
= - 0,14 В,
т.е. меньше 0, и можно было бы сделать вывод о невозможности выделения
этого металла на катоде. Однако следует учесть, что электродный потенциал
водородного электрода сильно зависит от рН раствора и достигает при рН = 7
величины -0,41 В. В то же время потенциалы металлов в области, где не
происходит выпадения их нерастворимых гидратов оксидов, от рН не зависят.
Таким образом, при проведении электролиза в нейтральной среде, на катоде
возможно выделение олова, так как его потенциал становится больше, чем
потенциал разряжения водорода.
В водном растворе SnSO4 присутствуют анионы SO42- и ОН- (за счет
диссоциации воды), способные окисляться при электролизе на аноде. Какие из
них будут окисляться на нерастворимом (графитовом) аноде в первую очередь,
также можно определить по величинам стандартных электродных потенциалов.
Стандартный электродный потенциал окислительно-восстановительной пары
16
SO32-/SO42-- равен + 2,01 В, а разложения воды +1,229 В. Так как на аноде в
первую очередь разряжаются анионы с меньшим электродным потенциалом, то
в данном случае, на нем будет происходить разложение воды с выделением
кислорода. Из-за того, что не во всех таблицах печатаются окислительновосстановительные
потенциалы
различных
анионных
окислительновосстановительных пар, то возникают некоторые трудности с определением,
какой анион будет разряжаться на аноде при электролизе данного водного
раствора. Для облегчения этой задачи существует эмпирическое правило: если
анионы не содержат кислорода (С1-, S2-, CN- и т.д.), то обычно при электролизе
на аноде разряжаются именно эти анионы с выделением С12, S и т.д.; а если
содержат кислород (SO32-, NO3- и т.д.), то на аноде разряжаются гидроксидные
группы ОН- или молекулы воды с выделением кислорода, а не анионы
кислородсодержащих кислот, имеющие атомы в высшей степени окисления,
например: S6+,N5+.
Таким образом, при электролизе нейтрального водного раствора SnSO4 на
нерастворимых графитовых электродах будут протекать следующие
электрохимические реакции: на катоде: Sn2+ + 2е = Sn0,
на аноде: 2Н2О – 4е = О2 + 4Н+
При замене нерастворимого графитового анода на анод, изготовленный из
металла, в частности, олова, анодная реакция изменяется. В данном случае
происходит
растворение
(окисление)
материала
самого
анода
и
электрохимические реакции приобретают следующий вид:
на катоде Sn2+ + 2е = Sn0,
на аноде Sn0 - 2е = Sn2+,
Пример 3. Составьте уравнения реакций, протекающих на графитовых
электродах при электролизе водного раствора и расплава хлорида алюминия
(А1С13).
Решение. В водном растворе А1Сl3 присутствуют катионы А13+ и Н+(за счет
диссоциации воды). Какие из них будут восстанавливаться на катоде, можно
определить по величинам стандартных
электродных
потенциалов.
0
Стандартный электродный потенциал алюминия равен E (A1/A13+) = 1,66в, а водорода 0. Так как на катоде в первую очередь разряжаются катионы с
большим электродным потенциалом, то в данном случае на нем произойдет
выделение водорода.
В водном растворе А1С13 присутствуют анионы С1- и OН- (за счет
диссоциации воды). Согласно эмпирическому правилу, если анионы
диссоциировавшего в водном растворе вещества не содержат кислорода (как в
данном случае), то обычно при электролизе на нерастворимом аноде
разряжаются именно эти анионы с выделением простых веществ (в данном
случае С12)
Поэтому уравнения реакций, протекающих на графитовых электродах при
электролизе водного раствора хлорида алюминия (А1С13), выглядят следующим
образом: на катоде
2Н2О + 2е = Н20, на аноде
2С1- -2е = С12.
При проведении электролиза А1С13 в расплаве, так как в нем отсутствуют
17
катионы водорода, на катоде будет выделяться алюминий и электрохимические
уравнения реакций, протекающих в данном случае на графитовых электродах,
будут выглядеть следующим образом:
на катоде А13+ + Зе =A10,
на аноде
2С1- -2е = С12
Пример 4. Будут ли цинковое и свинцовое покрытия при их нарушении
защищать железо от коррозии в кислой водной среде и во влажном воздухе?
Решение. Известно, что в водных средах при контакте двух различных
металлов образуется гальваническая пара. Один металл становится анодом, а
другой катодом. Причем анод, изготовленный из металла, подвергается
окислению, т.е. разрушается. Таким образом, для обеспечения надежной защиты
железа от коррозии на него следует наносить металлическое покрытие анодного
типа. В этом случае при нарушении покрытия и образовании гальванической
пары оно будет разрушаться, продолжая защищать железо. Таким образом,
поставленная задача сводится к установлению, какой металл станет анодом в
гальванических парах Fe \ Zn и Fe \ Рb. Решить эту задачу можно путем оценки
величин стандартных электродных потенциалов данных металлов по
отношению к стандартному электродному потенциалу железа (E0Fe2+/Fe = - 0,44
В), учитывая то, что анодом в гальванической паре становится металл с
меньшим значением потенциала. По таблице находим стандартные электродные
потенциалы указанных металлов: для цинка E0Zn2+/Zn = -0,76 В и для свинца = 0,13 В. Из этих данных следует, что в приведенной выше первой гальванической
паре анодом по отношению к железу становится цинк. При покрытии железа
цинком в случае нарушения покрытия на аноде проходит следующая реакция:
Zn -2e = Zn2+.
На катоде, которым в данном случае является железо, в зависимости от
среды проходят следующие реакции:
в кислой среде
2H+ + 2e = Н2,
в нейтральной среде (влажный воздух) 2Н2О + О2 + 4e = 4ОН-.
Как видим, железо в данных условиях не разрушается.
Так как свинец по отношению к железу становится катодом (катодное
покрытие), то в случае нарушения покрытия начинается процесс разрушения
железа, становящегося в этой паре анодом:
Fe – 2e = Fe2+.
На катоде, которым в данном случае является свинец, в зависимости от
среды проходят реакции, аналогичные описанным выше.
Как видим, катодное покрытие, в данном случае свинцовое, при своем
нарушении не защищает железо от коррозии.
V1. Свойства s-, р- и d- элементов. ( №№ 21-240)
18
V11. Химия углерода. Высокомолекулярные соединении.(№№ 241- 264)
Пример 1. Укажите тип гибридизации валентных орбиталей каждого атома
углерода в молекулах этана (СН3 - СН3) и 2-пентена (СН3 - СН = СН- СН2 – СН3).
Сколько всего в каждой из этих молекул σ- и π-связей?
Решение. Этан (СН3 - СН3) является алканом, т.е. предельным
углеводородом, имеющим ковалентные С-С связи, образованные за счет осевого
перекрывания АО. Связи С- Н также ковалентные. Так как все связи в этом
соединении одинарные, то все они являются σ -связями. Таким образом, в этане
семь σ -связей: одна С - С и шесть С - Н. Атомы углерода в этане находятся в
состоянии sр3-гибридизации.
В молекуле 2-пентена (СН3 - СН = СН - СН2 - СН3) двойная связь С = С
образована за счет одной σ - и одной π -связи. Оба атома углерода при двойной
связи находятся в состоянии sp2 -гибридизации. Остальные атомы углерода
находятся в состоянии sp3 -гибридизации. В молекуле 2-пентена четырнадцать
σ -связей (четыре С - С и десять С - Н) и одна π -связь.
Пример 2
Назовите по систематической (ИЮПАК) номенклатуре следующие
соединения: СН3- СН2 - СН3, СН2=СН-СН2-СН3 и СН3- СН=СН-СН3.
Решение: а) Первое соединение СН3 - СН2 - СН3 относится к классу
алканов, для которых имеются следующие тривиальные названия: СН4 - метан,
СН3 - СН3 этан, СН3 - СН2- СН3 пропан (первое соединение по условию
задачи), С4Н10 - это бутан. Названия последующих углеводородов (гомологов),
отличающихся друг от друга дополнительной группой СН2, происходят от
греческих названий числительных: С5Н12 - пентан, C6Н14 - гексан и т.д. с
окончанием -ан.
Второе и третье соединения - это представители класса алкенов,
содержащих
π-связи,
для
которых
окончание
-ан
заменяет
ся на -ен и цифрой обозначается атом углерода, от которого начи
нается π -связь. Для этого нумеруют атомы углерода в молекулах с
той
стороны,
ближе
к
окончанию
которой
имеется
π-связь.
1
2
3
4
1
2
3
4
СН2 = СН — СН2 — СН3, СН3 — СН =СН — СН3.
бутен-1
бутен-2
Пример 3. С помощью каких качественных реакций можно отличить
этилен (СН2 = СН2) от этана (СН3 – СН3)?
Решение. Этан относится к классу алканов, а этилен — алкенов. В
молекулах алкенов, в том числе этилена, имеется реакционноспособная π связь. Поэтому для них характерны реакции присоединения водорода, брома,
хлора и т.д по месту разрыва π -связи. Если через бромную воду пропустить
этилен, то произойдет ее обесцвечивание, что может быть использовано для
качественного обнаружения этого вещества. Протекающую при этом реакцию
можно описать следующим уравнением:
19
СН2 = СН2 + Вг2 → СН2Вг-СН2Вг.
1,2-дибромэтан
Для алканов, в том числе этана, реакции присоединения невозможны.
Поэтому при действии этана на бромную воду ее обесцвечивания не
произойдет.
V111. Основы химии вяжущих. (№№ 265-274)
Контрольные задания
1. В какой массе оксида железа Fe2O3 содержится 8,4 г железа Fe?
2. Какое количество вещества в молях и сколько атомов кальция Са содержится
в образце чистого кальция массой 10 г? Какова масса одного атома кальция?
3. При окислении 2,81 г кадмия получено 3,21 г оксида кадмия. Вычислить
эквивалентную массу кадмия и определить его валентность.
4. В 45 мл воды растворено 5 г сульфата натрия. Определить массовую долю
Na2SO4 в растворе.
5. Оксид марганца (IV) при прокаливании теряет кислород, образуя Mn3O4.
Какой объем кислорода при температуре 27°С и давлении 1,1 атм. выделится
из 0,58 кг MnO2?
6. Определить, сколько атомов кислорода содержится в 4,9 г серной кислоты.
7. Сколько литров углекислого газа (н.у.) образуется при взаимодействии 50 мл
8%-ного (по массе) раствора соляной кислоты ( р-ра HСl= 1,04 г/см3) с
избытком раствора карбоната калия?
8. Чему равен объем (н.у) сероводорода массой 8,5 г? Сколько молей и молекул
H2S содержится в этой массе?
9. При прокаливании 10 г некоторого вещества было получено 6,436 г CuO и
3,564 г CO2. Вывести формулу соединения.
10.Определить массовую долю алюминия в его оксиде и вычислить, сколько
алюминия теоретически можно выделить из боксита массой 15 т с
содержанием Al2O3 87 %.
11.К раствору, содержащему 0,2 моль хлорного железа (FeCl3) прибавили
0,24 моль гидроксида натрия. Какое количество гидроксида железа при этом
получилось?
12.Определить массовую долю вещества в растворе, если
в 40 г раствора
содержится 8 г вещества.
13.Сколько граммов раствора серной кислоты с массовой долей H2SO4 20% надо
взять для полной реакции с 20 мл 10 %-ного (по массе) раствора гидроксида
натрия с плотностью раствора  = 1,109 г/мл?
14.Найти рН раствора борной кислоты с мольной долей 0,0025 (d = 1,0 г/см3).
15.Какие объемы водорода Н2 и кислорода О2 при нормальных
условиях должны прореагировать, чтобы образовался 1 г воды Н2О?
16.В каком объеме сернистого газа (н.у.) содержится столько же молекул,
сколько атомов натрия содержится в 7,1 г Na2SO4 ?
17.Оксид марганца (IV) при прокаливании теряет кислород, образуя Mn3O4.
Какой объем кислорода при температуре 27°С и давлении 1,1 атм. выделится
20
из 0,58 кг MnO2?
18. Определить массовую долю алюминия в его оксиде и вычислить, сколько
алюминия теоретически можно выделить из боксита массой 15 т с
содержанием Al2O3 87 %.
19.Определите молярную массу вещества эквивалентов гидроксида алюминия
А1(ОН)3 в следующих реакциях:
А1(ОН)3 + ЗНС1 = А1С13 + 3Н2О;
Al(OH)3 + 2НС1 = Al(OH)Cl2 + 2Н2О;
Al(OH)3 + НС1 = А1(ОН)2С1 + Н2О.
20. Какой объем раствора серной кислоты концентрацией 0,42 моль/л
потребуется для нейтрализации 20 мл раствора гидроксида калия
концентрацией 6 % (d = 1,053 г/см3)?
21.При окислении 2,81 г кадмия получено 3,21 г оксида кадмия. Вычислить
эквивалентную массу кадмия и определить его валентность.
22.Найти молярную концентрацию раствора карбоната натрия, полученную при
смешивании 600 мл 2,15 % раствора (d = 1,02 /см3) и 200 мл 8,82 % раствора
(d = 1,09 г/см3).
23.Раствор серной кислоты в воде с концентрацией 16 % (мас.) имеет плотность
d = 1,109 г/см3. Выразить концентрацию этого раствора всеми способами.
24.К раствору, содержащему 0,2 моль хлорного железа (FeCl3) прибавили
0,24 моль гидроксида натрия. Какое количество гидроксида железа при этом
получилось?
25.Что называется атомной орбиталью? Какие квантовые числа применяются для
описания состояния электронов в атоме?
26.Какое максимальное число электронов могут занимать s-, p-, d-, f -орбитали
данного энергетического уровня?
27.Какие
электронные
конфигурации
в
атоме
невозможны:
2
7
2
5
5
1р ; 2p ; 3s ; 3d ; Зf ? Ответ мотивируйте.
28. Составить электронную формулу атома брома и графическую схему
заполнения электронами валентных орбиталей в нормальном и возбужденном
состояниях
29.Какие
из
электронных
конфигураций,
отражающих
строение
2
2
3 1
2 2
невозбужденного атома, невозможны:
1s 2s 2p 3s ; 1s 2s 2p63s13p3;
1s22s22p5;
1s22s22p63s23p64s2 ; 1s22s22p63s23p63d1? Ответ мотивируйте.
30.Составить электронную формулу атома брома и графическую схему
заполнения электронами валентных орбиталей в нормальном и возбужденном
состояниях
31.Чему равно общее количество орбиталей у атома, для которого главное
квантовое число n = 4? Ответ мотивируйте.
32.Сколько свободных d -орбиталей имеется у невозбужденных атомов титана и
ванадия? Изобразите в графическом виде их электронную конфигурацию.
33.Сколько неспаренных электронов имеют невозбужденные атомы бора, серы
и марганца? Изобразите в графическом виде их электронные конфигурации.
21
34.Какой из приведенных оксидов: CrO3, NO2, P2O5, СаО, СО2 является
основным? Ответ мотивируйте.
35.Какой из приведенных оксидов: NiO, MnO, MgO, FeO, Сг2О3 проявляет
амфотерные свойства? Ответ мотивируйте.
36.Какой из приведенных гидратов оксидов: Cr(OH)3, Fe(OH)2, Mg(OH)2,
Ca(OH)2 растворяется в щелочах? Ответ мотивируйте.
37.Какой из перечисленных гидроксидов: Сu(ОН)2, Са(ОН)2, Fe(OH)2, Ba(OH)2,
Sr(OH)2? является наиболее сильным основанием? Ответ мотивируйте.
38.Какую высшую и низшую степени окисления проявляет атом химического
элемента, структура внешнего энергетического уровня которого ... 3s23p2?
Какой это химический элемент? Приведите электронную конфигурацию этого
элемента в графическом виде.
39.Элемент
имеет
следующую
электронную
конфигурацию:
2 2
6 2
6
5 2
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s . Составьте формулы оксида и гидроксида этого элемента
(Э), в которых он проявляет высшую степень окисления. Ответ мотивируйте.
40.Исходя из степени окисления кислотообразователя, определите, какой из
перечисленных гидратов оксидов: H2SO3, H2SO4, H3PO4, H2SeO4, НСlO4
является наиболее сильной кислотой? Ответ мотивируйте.
41.Какие из нижеприведенных энергетических подуровней атома раньше
заполняются электронами: a) 4s или 3d; б) 6s или 5р? Ответ мотивируйте.
42.Приведите
электронную
конфигурацию
атома марганца Мn в
графическом виде. Определите суммарный спин валентных электронов
данного элемента.
43.Составить электронные формулы атома селена в состояниях Se2 и Se+4 и
графические схемы заполнения электронами валентных орбиталей.
44.Составить полную электронную формулу элемента, валентные электроны
которого имеют конфигурацию 3d6, определить, к какому периоду таблицы
Д. И. Менделеева принадлежит данный элемент.
45.Исходя из положения кремния (Si), германия (Ge) и олова (Sn) в таблице
периодической
системы
элементов Д.И. Менделеева, определите
высшую и низшую степени окисления этих элементов и напишите
соответствующие структурные формулы водородных соединений, высших
оксидов и гидроксидов.
46.Как изменяются окислительно-восстановительные свойства химических
элементов третьего периода периодической системы Д. И. Менделеева с
возрастанием их атомной массы? Ответ мотивируйте соответствующими
примерами.
47.Установите,
обладает
ли
гидроксид
марганца (IV) МпО2
амфотерными свойствами. Ответ подтвердите примерами соответствующих
реакций.
48.Какой из нижеприведенных гидроксидов является более
сильным
основанием: a)Fe(OH)2 или Fe(OH)3; 6)Mg(OH)2 или Са(ОН)2; Ответ
мотивируйте.
22
49.Как образуется и чем характеризуется полярная ковалентная химическая
связь? Какая из нижеприведенных связей F - F,Cl - I, O-H, N-C, F-H наиболее
полярна?
50.Как и за счет каких сил образуется ионная химическая связь? Какие из
следующих пар элементов образуют ионные соединения: О и Na; S и Р; F и
Rb; О и С; Са и Cl?
51.Какой тип гибридизации орбиталей атома бора осуществляется
в
комплексном ионе [BF4]? Какова пространственная конфигурация этого
иона?
52.Сколько электронов, согласно методу молекулярных орбиталей (МО),
находится на связывающих
и
разрыхляющих орбиталях в молекуле
кислорода? Каков порядок связи в данной молекуле?
53.Определите тип кристаллических решеток в следующих кристаллах: алмаз,
хлорид натрия (NaCl), оксид углерода (IV) (СО2), вода, цинк (Zn)?
54.Какую ковалентную химическую связь называют полярной? Что служит
количественной мерой полярности
ковалентной
химической связи?
Какая из нижеприведенных связей H-S, H-N, H-Na, H-O, H-Cl наиболее
полярна?
55.Какую пространственную структуру имеют молекулы H2S, ВН3, SbH3 и
СН4?Ответ мотивируйте.
56.Определите типы химических связей в следующих соединениях: КCl, СО2,
SО3, Na2SO4, Н2 и К2СО3. Укажите соединения, имеющие несколько типов
химических связей.
57.Напишите
структурные
формулы
следующих
соединений:
H2S, NH4NO3, NaOH, Na2HPO4 и Са3(РО4)2. Какие типы химических связей
имеются в этих соединениях?
58.Какие типы кристаллических решеток характерны для следующих веществ:
СН4, Na2S, СаС12, алмаз и литий?
59.Чем обусловлена, с точки зрения химической связи, высокая
электропроводность металлов?
60.Как метод валентных связей объясняет наличие у атома углерода (С) двух
валентных состояний 2 и 4?
61.Как метод валентных связей объясняет наличие у атома хлора Cl валентных
состояний 1, 3, 5 и 7?
62.Какой тип кристаллической решетки характерен для следующих веществ:
вода, сахар, песок (SiO2), поваренная соль (NaCl) и магний Mg?
63.Расположите следующие молекулы в порядке возрастания в них полярности
химической связи: H2Se, HF, NH3, H2O и О2. Ответ мотивируйте.
64.Как метод валентных связей объясняет линейную пространственную
структуру молекулы СО2 и плоскую угловую структуру молекулы воды Н2О?
65.Какую пространственную структуру имеют молекулы BeF2, CH4, NH3,
А1Вг3 и HF? Ответ мотивируйте.
66.Используя метод валентных связей, определите все возможные валентные
состояния атома марганца Мn.
23
67.Какой тип химической связи наблюдается в молекулах галогенов,
галогенидов щелочных металлов и галогенидов фосфора?
68.На примере образования иона фосфония ([РН4]+) объясните донорноакцепторный механизм образования ковалентной связи.
69.Каково взаимное расположение электронных облаков при sр-гибридизации?
Приведите примеры соединений с таким типом гибридизации атомных
орбиталей. Какова пространственная структура их молекул?
70.Какую химическую связь называют ковалентной? Опишите возможные
механизмы образования ковалентной связи. Приведите соответствующие
примеры.
71.Чем вызвана полярность ковалентной химической связи? Приведите примеры
соединений с полярной и неполярной ковалентной связью.
72.Какую химическую связь называют ионной? Между какими элементами она
образуется? Чем отличается ионная связь от ковалентной? Приведите
примеры соединений с ионным, ковалентным и смешанным типом связей.
73.Какая химическая связь называется водородной? Причины ее образования.
Выберите из следующих молекул Н2О, H2S, HF и НС1 те,
для которых наиболее характерно образование водородных связей.
74.Для соединения [Cu(NH3)4]SO4 определить комплексообразователь, его
степень окисления, координационное число. Указать лиганды, внутреннюю и
внешнюю координационные сферы, заряд комплексного иона. Назвать
координационное соединение и определить, к какому классу оно относится.
Написать уравнения первичной и вторичной диссоциации. Составить
выражение для общей константы нестойкости.
75.Какой элемент является
комплексообразователем в соединении
[Cr(NH3)6]Cl3? Определите его координационное число и степень окисления.
Ионы каких элементов в периодической системе элементов Д.И. Менделеева
могут являться комплексообразователями?
76.Какова степень окисления и координационное число комплексообразователя
в соли [Co(NH3)5Cl]Cl2? Ионы каких элементов в периодической системе Д.И.
Менделеева могут являться комплексообразователями?
77.Какой из приведенных комплексных ионов имеет заряд +2: [Cu(NH3)4]x со
степенью окисления меди +2; [Ag(CN)2]х со степенью окисления серебра +1;
[Fe(CN)6]x со степенью окисления железа +2; +3, [Cu(CN)4]х со степенью
окисления меди +2?
78.На сколько ионов диссоциирует внутренняя сфера комплексного соединения
Na3[Fe(CN)6]?
Напишите соответствующее уравнение диссоциации и
приведите выражение для константы нестойкости комплексного иона этого
соединения.
79.Напишите выражение для константы нестойкости комплексного иона
[Au(NH3)2Br2]+. Определите степень окисления и координационное число
комплексообразователя в этом соединении.
80.Вычислите степени окисления комплексообразователей и определите, какой
из перечисленных комплексных ионов обладает большей устойчивостью:
24
[Ag(NH3)2]+ (Кн= 6,8∙10-8); [Ag(NO2)2]- (Кн = 1,3∙10-3); [Ag(CN)2]- (Кн =
1,0∙10-21).
81.Определите
координационные
числа
и
степени
окисления
комплексообразователей
в комплексных
соединениях: K2[HgI4]
и
[Zn(NH3)4]SO4.
Ионы
каких
элементов в периодической системе
элементов Д.И. Менделеева могут являться комплексообразователями?
82.Найти рН раствора борной кислоты с мольной долей 0,0025 (dр-р = 1,0 г/см3).
83.Сколько граммов бутиламина содержится в 1 л его раствора, имеющего
рН=11,5?
84.Вычислить рН раствора сульфата аммония, концентрацией 0,1 моль/л.
85. Составить молекулярное и ионное уравнения гидролиза, указать характер
среды для карбоната калия.
86.Вычислить изменение рН ацетатного буферного раствора, содержащего по
1 моль/л кислоты и соли после добавления к 1 л раствора 0,1 моль соляной
кислоты.
87.Вычислить рН раствора сульфата аммония, концентрацией 0,1 моль/л.
88.Сколько граммов твердого формиата натрия HCOONa надо добавить к
100 мл 0,2 М раствора соляной кислоты, чтобы получить буферный раствор
с рН = 4,3?
89.Рассчитать растворимость флюорита CaF2 в воде, в 0,1 моль/л растворе NaF.
90.Напишите уравнения диссоциации комплексных соединений K2[Co(SCN)4] и
[Cd(NH3)4]Cl2, а также их комплексных ионов и выражения для констант
нестойкости этих ионов в водной среде.
91.Вычислить рН гидратообразования для раствора сульфата никеля с
концентрацией 0,01 моль/л ( L(Ni(OH) 2 ) = 1,21016).
92.Произойдет ли осаждение малорастворимого AgNO2 (L = 1,6104) по реакции
AgNO3 + KNO2  AgNO2 + KNO3 при смешивании равных объемов 0,02 М
растворов AgNO3 и KNO2?
93.Произойдет ли осаждение малорастворимого AgNO2 (L = 1,6104) по
реакции AgNO3 + KNO2  AgNO2 + KNO3 при смешивании равных объемов
0,02 М растворов AgNO3 и KNO2?
94.Произойдет ли осаждение малорастворимого AgNO2 (L = 1,6104) по
реакции AgNO3 + KNO2  AgNO2 + KNO3 при смешивании равных объемов
0,02 М растворов AgNO3 и KNO2?
95.Составить молекулярное и ионное уравнения гидролиза, указать характер
среды для нитрита аммония.
96.Чем характеризуется прочность комплексных ионов? На сколько ионов
диссоциируют в водной среде комплексные ионы [Fe(CN)6]4- и [Fe(CN)6]3-?
Напишите уравнения диссоциации и выражения для констант нестойкости
этих ионов.
97. Чем характеризуется прочность комплексных ионов? На сколько ионов
диссоциирует в водной среде комплексный ион [Hg(CN)4]2-? Напишите
уравнение диссоциации и выражение для константы нестойкости этого иона
25
98. Чем характеризуется прочность комплексных ионов? На сколько ионов
диссоциирует в водной среде комплексный ион [Zn(NH3)4]2+? Напишите
уравнение диссоциации и выражение для константы нестойкости этого иона.
99.Определите и дайте пояснения, какие из следующих процессов приводят к
увеличению энтропии системы: сублимация (возгонка) йода, переход белого
олова в серое, замерзание воды, реакции: 2СО(г) + О2(г)→ 2СО2(г), СН4 (г) +
Н2О(г) = СО(г) + ЗН2 (г).
100. Какие из перечисленных ниже реакций могут самопроизвольно протекать
при нормальных условиях? С(т) + О2 (г) = 2СО(г); СаО(т) + СО2 (г) = СаСО3 (т);
СН3ОН(ж) = СО(г) + 2Н2
101. При какой температуре наступит равновесие в следующей системе:
4НС1(г) + О2 (г) ↔ 2Н2О(г) + 2О2 (г) ?
102. Реакция восстановления Fe2O3 водородом протекает по уравнению:
Fe2O3 (к) + 3H2(г) = 2Fe (к) + 3H2O (г). Возможна ли эта реакция при
стандартных условиях?
103. Вычислить тепловой эффект реакции 3K2О + 2A1 = A12О3+6K+Q.
104. При образовании 1,8 г воды (H2O(ж)) из газообразных водорода и кислорода
выделилось 28,6 кДж тепла. Вычислить энтальпию образования H2O(ж) и
написать уравнение реакции, тепловой эффект которой равен ΔНообр. H2O(ж)
105. Определить энергию связи Еав молекулы HF.
106. Сколько выделится теплоты при получении 1 кг железа по
реакцииFe2O3(к)+3СО(г)=2Fe(к)+3СО2(г), если энтальпии образования Fe2O3(к),
СО(г) и СО2(г) соответственно равны (кДж/моль): -822,7; -110,6 и -394,0.
107. Определить теплоту образования перекиси водорода Q Н2О2:
Н2+ О2= Н2О2 + Q Н2О2
108. Найти тепловой эффект реакции 3K2О + 2A1 = A12О3+6K+Q.
109. Определить теплоту образования перекиси водорода Q Н2О2:
110. Возможно ли самопроизвольное протекание процесса
2СО2 (г)
= 2СО (г) + О2 (г) при нормальных условиях? Ответ поясните расчетом.
111. Вычислить энтальпию образования N2O5(кр), если известен тепловой эффект
реакции N2O5(к)+2KOH(к)=2KNO3(к)+H2O(ж) ΔHох.р.  380,6 кДж,
а также
энтальпии образования
KOH(к), KNO3(к) и H2O(ж), которые соответственно
равны -425,0;-493,2 и –286,0 (кДж/моль).
112. Возможно ли самопроизвольное протекание процесса
PCI5
(г) = PCI3 (г) + CI2 (г) при нормальных условиях? Ответ поясните расчетом.
113. Определите
величину
свободной
энергии
Гиббса
реакции
СН4 (г) + 2Н2О(г) = СО2 (г) + 4Н2 (г), протекающей в стандартных условиях. В
каком интервале температур возможно самопроизвольное протекание данной
реакции?
114. Рассчитайте энтальпию, энтропию и свободную энергию Гиббса следующей
реакции: FeO(т) + С(т) = Fe(т) + СО(г). При какой температуре возможно
протекание этого процесса?
115. Определите энтальпию, энтропию и свободную энергию Гиббса следующей
реакции: 4FeO(т) + О2(г) = 2Fe2O3(т). Возможно ли самопроизвольное ее
протекание в нормальных условиях? Ответ мотивируйте расчетом.
26
116. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных
энтропий соответствующих веществ вычислите
ΔGо298
реакции,
протекающей по уравнению: 4NH3(г) + 5O2 (г) = 4NO (г)+ 6H2O (г). Возможна
ли эта реакция при стандартных условиях?
117. Рассчитать значения ΔGо298 следующих реакций и установить, в каком
направлении они могут протекать самопроизвольно в стандартных условиях
при 25оС:
a) NiO(к) + Pb(к) = Ni(к) + PbO(к)
б) Pb(к) + CuO(к) + PbO(к) + Cu (к)
118. Тепловой эффект и изменение энергии Гиббса при 25оС для реакции
СО2(г)+4Н2(г) = СН4(г) + 2Н2О(ж) соответственно равны -253,02 кДж/моль и
-130,1 кДж/моль. Определите Δ S для этой реакции.
119. Тепловой эффект реакции сгорания жидкого бензола с образованием паров
воды и диоксида углерода равен -3135,58кДж. Составьте термохимическое
уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования С6Н6 (ж).
120. Какое количество теплоты выделится при неполном (до СО) сгорании 1 моля
бензина (н-С8Н18), если теплоты образования
н-С8Н18(ж), Н2О(г), СО(г)
соответственно составляют 250.0, 241.8, 110.5 кДж/моль.
121. Какое количество теплоты выделится при неполном (до СО) сгорании 0,5
моля бензина (н-С8Н18), если энтальпии образования н-С8Н18(ж), Н2О(г),
СО(г) соответственно составляют -250.0, -241.8, -110.5 кДж/моль.
122. Определите возможность превращения при стандартных условиях ацетилена
в бензол по реакции: 3С2Н2(г) → С6Н6(ж).
123. Можно ли использовать при стандартных условиях приведенную реакцию
для получения аммиака: NH4Cl(к) + NaOH (к) →NaCl(к)+ H2O (г) + NH3(г).
Ответ обоснуйте пользуясь подсчетом ΔGо298.
124. Рассчитайте расход тепловой энергии при реакции Fe2O3(т) + 2А1(т) =
А12О3(т) + 2Fe(т), если было получено 336 г железа.
125. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от
10 до 100С, если коэффициент  равен двум?
126. Как изменится скорость реакции 2H2 + O2 , если давление увеличить в три
раза?
127. Реакция протекает по уравнению N2 + 3H2  2NH3.
Определить исходные концентрации веществ N2 и H2, если равновесные
концентрации составляли (моль/л): [N2]=0,2; [H2]=0,3 и [NH3]=0,25.
128. В системе установилось равновесие: 2СО(г) +О2(г) ↔ 2СО2(г), ΔН < 0. В
какую сторону оно сместится при повышении давления и понижении
температуры? Ответ мотивируйте.
129. В каком из приведенных уравнений не нарушится равновесие при
изменении давления: N2(г) + 3Н2 (г) ↔ 2NH3(г); N2(г) + 2О2(г)↔ 2NO2(г);
3Fe(т) + 4СО2(г) ↔Fe3O4(т) + 4СО(г); С(т) + СО2 (г) → 2СО(г). Ответ
мотивируйте.
130. Для равновесной системы CO + H2O(пар)  H2 + CO2 K=1,0 при 830С.
Определить равновесные концентрации всех веществ, если начальные
концентрации (моль/л): [CO2]=2; [H2O]=3.
27
131. Опишите принцип действия катализаторов, ускоряющих течение
химических реакций. Влияет ли катализатор на равновесие в обратимых
системах, и если влияет, то каким образом? Ответ мотивируйте.
132. Реакция при температуре 50°С протекает за 2 мин 30с. За сколько времени
закончится эта реакция при температуре 70°С, если температурный
коэффициент реакции равен 3?
133. Напишите выражения для скоростей прямой и обратной реакций,
протекающих в следующей равновесной системе: Fe3O4(т) + СО(г) ↔
3FeO(т) + СО2(г). Как повлияет увеличение давления
на состояние
химического равновесия в этой системе? Ответ мотивируйте.
134. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры
от 25 до 55°С, если известно, что при повышении температуры на каждые 10
°С скорость реакции возрастает в 3 раза?
135. Энергия активации некоторой реакции в присутствии катализатора
снижается с 81,5 до 50 кДж/моль. Во сколько раз применение катализатора
увеличивает скорость данной реакции, протекающей при температуре 60°С?
136. Какие факторы способствуют смещению равновесия в системе
СН4 (г)
+ Н2О(г) ↔ СО(г) + ЗН2 (г) в сторону образования продуктов реакции? Ответ
мотивируйте.
137. Какие факторы способствуют смещению равновесия в системе СН4 (г) +
Н2О(г) ↔ СО(г) + ЗН2 (г) в сторону образования продуктов реакции? Ответ
мотивируйте.
138. Рассчитайте скорость прямой газофазной реакции А + 2В↔ АВ2, если
начальные концентрации веществ А и В, соответственно, составляли 0,5 и
0,6 моль/л, а константа скорости реакции равна 0,1 л/моль∙с.
139. Как изменится скорость прямой реакции 2Н2(г) + О2(г) ↔ 2Н2О(г), если
уменьшить давление в системе в 2 раза? Ответ мотивируйте расчетом.
140. Во сколько раз следует увеличить давление в системе 2NO(г) + О2 (г) ↔
2NO2 (г), чтобы скорость образования целевого продукта (NO2) возросла в
1000 раз?
141. Скорость химической реакции при 10 °С равна 1 моль/л∙с. Вычислите
скорость этой химической реакции при 100 °С, если температурный
коэффициент γ равен 3.
142. Во сколько раз уменьшится скорость реакции при понижении температуры
газовой смеси со 120 до 80 °С, если температурный коэффициент γ равен 3?
143. В каком направлении сместится равновесие в гомогенной системе 4НС1(г)
+ О2(г) ↔2Н2О(г) + 2С12(г) при уменьшении концентрации хлороводорода
НСl. Ответ мотивируйте.
144. Какой объем раствора серной кислоты концентрацией 10 % (d = 1,066 г/см3)
требуется для приготовления 200 мл 1 н. раствора?
145. Вычислить рН раствора гидроксида бария концентрацией 0,0068 экв/л.
146. Найти рН раствора борной кислоты с мольной долей 0,0025 (d = 1,0 г/см3).
147. Составить молекулярное и ионное уравнения гидролиза, указать характер
среды для сульфата железа (II).
28
148. Составить молекулярное и ионное уравнения гидролиза, указать характер
среды для карбоната калия.
149. У какого из водных растворов солей: NaNO3, K2CO3, K2S, Cu(NO3)2, KCI
кислая среда(р<7)? Ответ мотивируйте, приведя соответствующие ионномолекулярные и молекулярные уравнения реакций.
150. Вычислить рН и степень гидролиза 0,47 М раствора карбоната натрия.
151. Вычислить рН ацетатного буферного раствора, содержащего по 1 моль/л
уксусной кислоты и ацетата натрия.
152. К 0,8 л 0,5 М раствора НСООН (Kd = 1,8104) добавили 0,2 л 0,4 М раствора
NaOH. Вычислить рН образовавшегося формиатного буфера.
153. Какой объем воды следует прибавить к 500 мл раствора, содержащего 40 г
сульфата никеля, чтобы понизить его концентрацию до 0,05 моль/л?
154. Вычислить рН раствора серной кислоты концентрацией 0,3 % (d = 1,0 г/см3).
155. Вычислить рН раствора гидроксида бария концентрацией 0,0068 экв/л.
156. Определить значение рН при разбавлении раствора одноосновной кислоты с
рН = 5,5 в 100 раз.
157. Раствор магния в олове содержит 0,833 г магния в 100 г олова. Температура
плавления олова 505 К, а теплота плавления – 7200 Дж/моль. Определить
температуру начала кристаллизации этого раствора.
158. Найти рН раствора гидроксида аммония, концентрацией 0,5 моль/л;
K d ( NH4OH)  1,75 10 5 .
159. Вычислить рН раствора серной кислоты концентрацией 0,3 % (d = 1,0 г/см3).
160. Давление насыщенного пара над раствором, содержащим 5 г едкого натра в
180 г воды, при 100ºС составляет 0,99·105 Па. Давление насыщенного пара
над чистой водой при 100ºС составляет 1,01·105 Па. Определить состояние
едкого натра в растворе.
161. Определить значение рН при смешении 10 л раствора с рН = 2 и 17 л
раствора с рН = 4.
162. Смешали 250 мл раствора (V1) с рН = 3 и 300 мл раствора (V2) гидроксида
калия концентрацией 0,001 моль/л. Определить рН полученной смеси.
163. Раствор серной кислоты в воде с концентрацией 16 % (мас.) имеет
плотность d = 1,109 г/см3. Выразить концентрацию этого раствора всеми
способами.
164. Какой объем раствора серной кислоты концентрацией 10 % (d = 1,066 г/см3)
требуется для приготовления 200 мл 1 н. раствора?
165. Какой объем раствора серной кислоты концентрацией 0,42 моль/л
потребуется для нейтрализации 20 мл раствора гидроксида калия
концентрацией 6 % (d = 1,053 г/см3)?
166. Относительное понижение упругости пара над раствором тростникового
сахара (С12Н22О11) в воде составляет 2 %. Определить осмотическое
давление этого раствора при температуре 47ºС. Плотность раствора
1,15 г/см3. Определить также изменение температуры плавления и
кристаллизации.
Kэб
=
0,52 K·кг/моль;
Kкр = 1,86 K·кг/моль.
0
Δкип Н (Н 2О)  40 кДж/моль; V(Н 2О)  18,16 мл ; Δпл Н (Н 2 О)  6 кДж/моль;
29
167. В системе свинец-серебро при Т = 1490 К закон Рауля справедлив для
растворов, содержащих менее 18 % свинца. Давление насыщенного пара над
чистым серебром равняется 7,47 Па. Вычислить давление пара серебра над
раствором, содержащим 17,5 % свинца.
168. Определите, в каких приведенных ниже соединениях азот имеет высшую и
низшую степени окисления: KNO3, NH3, NaNO2, N2 и NO. Ответ
мотивируйте расчетом степеней окисления азота в этих соединениях.
169. Какие из приведенных ниже реакций являются окислительновосстановительными :
КНСО3 + КОН = К2СО3 + Н2О,
Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Сu, CaCO3 = CaO + CO2,
2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5KNO3 + K2SO4 + 3H2O ?
170. Определить степени окисления атомов всех элементов
в соединениях:
Cr2O3, K2Cr2O7, Ca3(PO4)2, NH4NO3.
171. Расставив коэффициенты на основе электронных уравнений, определите,
сколько молекул хлороводородной кислоты (НСl) вступит во
взаимодействие с перманганатом калия (КМnО4), происходящее по
следующей схеме: КМnО4 + НСl → MnСl2 + Сl2 + КСl + Н2О.
172. Напишите электронные уравнения и расставьте коэффициенты в уравнении
окислительно-восстановительной реакции, протекающей согласно схеме:
MnS + НNО3 конц. → MnSO4 + NO2 + Н2О.
173. Напишите электронные уравнения и расставьте коэффициенты в уравнении
окислительно-восстановительной реакции, протекающей согласно схеме:
K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + S + K2SO4 + Н2О.
174. Составить электронную схему и закончить уравнение реакции:
FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4 = …
175. Напишите электронные уравнения и расставьте коэффициенты в уравнении
окислительно-восстановительной реакции, протекающей согласно схеме:
H2SO3 + Br2 + H2O → H2SO4 + HBr.
176. Напишите электронные уравнения и расставьте коэффициенты в уравнении
окислительно-восстановительной реакции, протекающей согласно схеме:
КМnО4 + FeSO4 + H2SO4 → МnSO4 + К2SO4 + Fe2(SO4)3+ H2O
177. Напишите электронные уравнения и расставьте коэффициенты в уравнении
окислительно-восстановительной реакции, протекающей согласно схеме: Ag
+ HNO3 конц. → AgNO3 + NO2 + Н2О.
178. Может ли произойти реакция между следующими соединениями: Н2О2 и
H2S; PH3 и H2SO3; Sn(OH)2 и HNO3? Приведите
соответствующие
электронные и молекулярные уравнения окислительно-восстановительных
реакций.
179. Оксид азота (IV) (NO2), растворяясь в воде, образует смесь двух кислот.
Напишите соответствующие электронные и молекулярное уравнения
происходящей реакции. Определите, относится ли данная реакция к
окислительно-восстановительным реакциям и, если относится, то, как
такого типа реакции называются?
30
180. При нагревании нитрит аммония (NH4NO2) разлагается по следующему
уравнению: NH4NO2 = N2 + 2H2O. Напишите электронные уравнения этой
реакции. К какому типу окислительно-восстановительных реакций
относится данная реакция?
181. Напишите соответствующие электронные уравнения и определите, какие
процессы (окисление или восстановление) происходят при следующих
превращениях:
Р3+ → Р5+; Cl2 → 2C l; N2+ → N5+; Cr6+ → Cr3+; S6+ → S2182. Напишите электронные уравнения и расставьте коэффициенты в
окислительно-восстановительной
реакции,
протекающей
согласно
следующей схеме: As2S3 + HNO3 + Н2О → H3AsО4 + H2SO4 + NO.
183. Напишите электронные уравнения и расставьте коэффициенты в
окислительно-восстановительной реакции, протекающей согласно
следующей схеме: Аu + HNO3 + НС1 → АuСl3 + NO + Н2О.
184. Напишите электронные уравнения и расставьте коэффициенты в
окислительно-восстановительной реакции, протекающей согласно
следующей схеме: K2Cr2О7 + KI + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + I2+ K2SO4 +H2O.
185. Напишите электронные уравнения и расставьте коэффициенты в
окислительно-восстановительной реакции, протекающей согласно
следующей схеме: KNO2 + К2Сr 2О7 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + KNO3 + К2 SO4+
Н2О.
186. Напишите электронные уравнения и расставьте коэффициенты в
окислительно-восстановительной реакции, протекающей согласно
следующей схеме: I 2 + КОН → KI + КIО3 + Н2О.
187. Допишите
молекулярное
уравнение
следующей
окислительновосстановительной реакции: КМnО4 + Na2SO3 + NaOH →... Определите
окислитель и восстановитель, напишите электронные уравнения и
расставьте соответствующие коэффициенты.
188. Допишите
молекулярное
уравнение
следующей
окислительновосстановительной реакции: КМnО4 + Na2SO3 + H2SO4 → … Определите
окислитель и восстановитель, напишите электронные уравнения и
расставьте соответствующие коэффициенты.
189. Допишите
молекулярное
уравнение
следующей
окислительновосстановительной реакции: КМnО4 + Na2SO3 + Н2О → ... Определите
окислитель и восстановитель, напишите электронные уравнения и
расставьте соответствующие коэффициенты.
190. Исходя из степени окисления марганца (Мn) в соединениях MnSO4, MnO2,
К2МnО4 ,
КМnО4, определите, какое из них проявляет только
окислительные, а какое только восстановительные свойства.
191. Составить электронную схему и закончить уравнение реакции: FeSO4 +
K2Cr2O7 + H2SO4 → …
192. Закончить и уравнять реакцию: С6Н12О6 + КМnО4 + Н2SО4 → СО2 + …
193. Вычислите ЭДС гальванического элемента, составленного из свинцового и
медного электродов, погруженных соответственно в растворы Pb(NO3)2 с
концентрацией 10-4 моль/л и Cu(NO3)2 с концентрацией 10-2 моль/л.
31
Стандартные электродные потенциалы свинца и меди, соответственно,
равны:
Е° Pb2+/ Pb = -0,13в и Е°Сu2+/Сu = + 0,34 в.
194. В какой последовательности будут выделяться металлы при электролизе
водного раствора, содержащего одинаковые концентрации ионов: Ni2+, Ag+,
Pb2+, Сu2+? Ответ мотивируйте.
195. Какие из находящихся в водном растворе ионов: Ag+, Cu2+, Са2+, А13+ и Со2+
не восстанавливаются при электролизе? Ответ мотивируйте.
196. Какие вещества выделяются на инертных катоде и аноде при электролизе
водного
раствора
сульфата
алюминия Аl2(SO4)3. Напишите
соответствующие электронные уравнения процессов, происходящих на
каждом электроде.
197. Какие вещества выделяются на инертных катоде и аноде при электролизе
водного раствора сульфата цинка ZnSO4? Напишите соответствующие
электронные уравнения процессов, происходящих на каждом электроде.
198. При электролизе каких водных растворов, содержащих ионы Sn2+, Ca2+,
Ni2+, Al3+ и Сu2+, на катоде будет выделяться водород? Ответ мотивируйте.
199. При электролизе каких водных растворов, содержащих соли KI, Cu(NO3)2,
K2SO4, AlCl3 и NaBr, на аноде будет выделяться кислород? Ответ
мотивируйте.
200. В каких случаях при электролизе следующих солей: NaBr, A12(SO4)3, K3PO4,
ZnCl2 и CuSO4 их количество в водном растворе не изменится? Ответ
мотивируйте.
201. Какие
из следующих покрытий:
цинковое,
оловянное, медное,
никелевое и хромовое даже при их нарушении будут защищать железо от
коррозии? Ответ мотивируйте.
202. Как происходит коррозия железа, покрытого слоем олова, в кислой среде и
во влажном воздухе в случае нарушения покрытия? Какое это покрытие:
анодное или катодное? Напишите соответствующие электронные
уравнения, характеризующие протекание данных процессов.
203. Как происходит коррозия железа, покрытого слоем цинка, в кислой среде и
во влажном воздухе в случае нарушения покрытия? Какое это покрытие:
анодное или катодное? Напишите соответствующие электронные
уравнения, характеризующие протекание данных процессов
204. Электролиз расплава хлорида натрия на инертных электродах.
205. Электролиз расплава гидроксида натрия на инертных электродах.
206. Электролиз раствора сульфата натрия на инертных электродах.
207. Электролиз раствора сульфата меди на инертных электродах.
208. Электролиз раствора сульфата меди с медными электродами.
209. Определить массу выделившейся меди при пропускании тока 10 А через
раствор сульфата меди в течение 2 часов.
210. Сколько времени нужно пропускать ток силой 5 А, чтобы из раствора
серной кислоты выделить 50 л водорода, измеренных при нормальных
условиях?
211. Пластины кобальта (Со) и никеля (Ni) опущены в водные растворы их солей.
В каком соотношении должны быть концентрации ионов этих металлов в
32
растворах, чтобы потенциалы указанных электродов были одинаковы?
212. Составьте схему гальванического элемента, в котором протекает
следующая окислительно-восстановительная реакция: Pb + 2AgNO3 =
Pb(NO3)2 + 2Ag. Напишите электронные уравнения процессов, протекающих
в данном случае на аноде и катоде.
213. Составьте схему гальванического элемента, в котором протекает
следующая окислительно-восстановительная реакция:
Zn + Pb(NO3)2 = Zn(NO3)2 + Pb. Напишите электронные уравнения
процессов, протекающих в данном случае на аноде и катоде.
214. Определите ЭДС гальванического элемента, в котором кадмиевый (Cd)
электрод находится в растворе с активной концентрацией ионов Сd, равной
10-4 моль/л, а свинцовый
(Pb) электрод - в растворе с активной
2+
концентрацией ионов Pb , равной 10-2 моль/л.
215. Определите
ЭДС
концентрационного
гальванического элемента, в
котором один никелевый (Ni) электрод находится в растворе с активной
концентрацией ионов Ni2+, равной 10-4 моль/л, а другой такой же электрод в растворе с активной концентрацией ионов Ni 2+, равной 10-2 моль/л.
216. Рассчитайте, какой из электродов имеет большее значение потенциала:
никелевый (Ni), находящийся в растворе электролита с активной
концентрацией ионов Ni2+, равной 10-2 моль/л, или кобальтовый (Со),
находящийся в растворе электролита с активной концентрацией ионов Со2+,
равной 10-2 моль/л.
217. Составьте формулы гидрида, нитрида и карбида кальция. Напишите
уравнения взаимодействия этих веществ с водой. Какие соединения
металлов называются гидридами? Как получают гидриды щелочных и
щелочноземельных металлов?
Напишите
уравнения
реакций
гидридов калия и алюминия с водой.
218. Какие из указанных элементов: As, В, Bi, Ca, Cl, I, P, Те и Si являются
металлами и почему?
219. В 1 л океанской воды в среднем содержится: 27,6 г хлорида натрия (NaCl),
0,8 г хлорида калия (КСl), 3,2 г хлорида магния (MgCl2) и 1,3 г сульфата
кальция (CaSO4). Какую массу хлороводорода (НСl) можно получить, если
остаток, образующийся после выпаривания 1 м3 этой воды, обработать
серной кислотой (H2SO4)? Напишите соответствующие уравнения реакций.
220. Действием избытка нитрата серебра (AgNO3) на раствор бромида натрия
(NaBr) было получено 0,251 г осадка. Вы числите, сколько граммов NaBr
содержалось в растворе. Напишите уравнение данной реакции.
221. При взаимодействии 0,2 г одного из галогенидов кальция с раствором
нитрата серебра (AgNO3) получилось 0,376 г соответствующего галогенида
серебра. Исходя из этих данных, решите, какой галогенид кальция был взят
для проведения указанной реакции.
222. Напишите уравнения реакций взаимодействия раствора гидроксида натрия
(NaOH) с хлором (С12) на холоду и при нагревании, а также с оксидом
углерода (IV) (СО2) и оксидом серы (IV) (SO2).
223. Какие металлы называют щелочными? В каком виде они находятся в
33
природе и как их получают в виде простых веществ?
224. Какие соединения называют гашеной и негашеной известью? Составьте
уравнения их получения. Чем можно объяснить затвердевание смеси
алебастра с водой?
225. Гидроксид какого s-элемента обладает амфотерными свойствами?
Приведите уравнения реакций, подтверждающие этот факт.
226. Чем объясняются сильные восстановительные свойства s-элементов? Как
они изменяются по мере увеличения порядкового номера s -элементов
первой и второй групп периодической системы Д.И. Менделеева?
227. Какое количество лития (Li) вступило в реакцию с водой, если при этом в
нормальных условиях выделился 1 л водорода (Н2)?
228. Какое вещество получается при взаимодействии аммиака (NH3) с
хлороводородом (НСl)? Сколько молей этого вещества образуется, если в
реакцию вступило 3,4 г NH3 и 8 г НС1?
229. При нагревании алюминия (Al) в токе хлора (Сl2) образовалось 26,7 г соли.
Напишите уравнение данной реакции, определите,
какая
соль
образовалась, и сколько граммов хлора прореагировало?
230. Какие вещества и в каких количествах будут присутствовать в системе
после окончания реакции между 15 г цинка (Zn) и 6,4 г серы (S)?
231. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно последовательно
осуществить следующие превращения: Zn → ZnS → H2S → Na2S → PbS.
232. Почему оксид марганца (IV) (МnО2) проявляет как окислительные, так и
восстановительные свойства? Ответ мотивируйте расчетом степени
окисления марганца в этом соединении.
Подтвердите
данное
утверждение,
дописав молекулярные
и электронные уравнения
следующих окислительно-восстановительных реакций:
МnО2 + НС1 →…
МnО2 + KNO3 → ...
Причем в первой реакции МnО2 является окислителем, а во второй восстановителем.
233. К какому типу окислительно-восстановительных реакций относится
реакция разложения марганцовистой кислоты (Н2МnО4), протекающая по
схеме:
Н2МnО4 → МnО2 + НМnО4 + Н2О? Напишите соответствующие электронные
уравнения и расставьте коэффициенты в данной реакции.
234. Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций, протекающих
между перманганатом калия (КМnО4) и нитритом калия (KNO2) в кислой,
нейтральной и щелочной средах.
235. Сколько сульфата железа (II) (FeSO4) можно получить при растворении 140
г железа (Fe) в разбавленной серной кислоте (H2SO4)?
236. Как известно, серебряные изделия на воздухе, содержащем следы
сероводорода (H2S), постепенно темнеют. Это обусловлено процессом,
протекающим по следующей схеме: Ag + H2S + О2 →Ag2S + Н2О.
Определите окислитель и восстановитель, напишите электронные уравнения
и расставьте соответствующие коэффициенты.
237. Какими кислотно-основными свойствами обладает гидроксид хрома (III)
34
Сr(ОН)3. Приведите примеры реакций, подтверждающих эти заключения.
238. Приведите формулы и назовите все кислородсодержащие кислоты хлора.
Как изменяются кислотные и окислительные свойства этих кислот с
увеличением степени окисления хлора? Ответ мотивируйте.
239. Какие кислотно-основные, окислительно-восстановительные и донорноакцепторные свойства присущи аммиаку (NH3)?
Ответ мотивируйте
написанием соответствующих уравнений реакций.
240. При добавлении нашатырного спирта (NH4OH) к раствору сульфата цинка
(ZnSO4) выпадает белый осадок, однако при дальнейшем введении в
раствор NH4OH полученный осадок растворяется. Объясните причину и
дайте название этому явлению. Напишите уравнения соответствующих
реакций.
241. Почему температура кипения диэтилового эфира(СН3-СН2-О-СН2- СН3)
+34,6 °С меньше, чем температура кипения этанола (СН3-СН2ОН) +78,4
°С? Ответ мотивируйте.
242. Приведите уравнение реакции полимеризации стирола С6Н5 - СН = СН2,
Где используют полистирол?
243. В чем состоит отличие химических свойств фенола (С6Н5ОН) от
химических свойств этанола (СН3 - СН2ОН) и уксусной кислоты
(СН3СООН)? Приведите соответствующие примеры.
244. Хлорированием при н. у. 315 л бутана (СН3 - СН2- СН2 - СН3) получено
92,5 г хлорбутана (СН3-СН2-СН2-СН2С1). Рассчитайте процент выхода
продукта реакции от теоретического значения.
245. Дайте определение понятиям мономер, полимер и степень полимеризации.
Чем отличается реакция полимеризации от поликонденсации?
246. Чем отличаются простые эфиры от сложных? Приведите уравнения реакций
получения диэтилового эфира (СН3-СН2-О-СН2-СН3) и этилацетата (СН3СОО - СН2- СН3). Укажите условия реакций.
247. Сколько всего σ- и π- связей в каждой из следующих молекул: этан (СН3 СН3), пропилен (СН3 - СН = СН2), пропин (СН3-С ≡ СН)? Укажите типы
гибридизации валентных орбиталей каждого атома углерода в этих
соединениях.
248. Укажите тип гибридизации валентных орбиталей атома углерода в
молекулах: метана (СН4), этилена (СН2 = СН2) и ацетилена (СН ≡СН).
Приведите уравнение реакции промышленного метода получения ацетилена
из метана.
249. Какие типы химических реакций характерны для алканов и алкенов?
Приведите соответствующие примеры.
250. Сколько всего σ- и π-связей в молекуле мономера природного каучука изопрена СН2 = СН- С(СН3) = СН2. Укажите типы гибридизации валентных
орбиталей каждого атома углерода в этом соединении. Приведите уравнение
реакции полимеризации изопрена.
251. К
какому классу органических соединений относится этиленгликоль
(СН2ОН - СН2ОН)? Опишите его основные химические свойства и
приведите соответствующие примеры уравнений химических реакций.
35
252. Сформулируйте понятия: мономер, высокомолекулярное соединение и
пластмасса. Сколько σ- и π- связей в молекуле мономера CF2 = CF2,
используемого в производстве фторопластов? Укажите тип гибридизации
валентных орбиталей атомов углерода в этом соединении
напишите
уравнение реакции его полимеризации.
253. К какому типу химических реакций относится синтез белков? Сколько и
какие аминокислоты участвуют в синтезе белков?
254. Напишите уравнения реакций крекинга н-пентана (СН3 - СН2- СН2 - СН2СН3). Какая химическая связь легче расщепляется: С-С или С-H?
255. Понятие о вяжущих веществах.
256. Воздушные и гидравлические вяжущие материалы.
257. Получение вяжущих веществ.
258. Значение обжига, высокой дисперсности при получении вяжущих.
259. Процессы схватывания и твердения.
260. Цемент.
261. Бетон.
262. Коррозия бетона и методы борьбы с ней.
263. Гипсовые вяжущие вещества.
264. Магнезиальные вяжущие вещества.
36
Варианты контрольных заданий
№ вар.
01,51
02,52
03,53
04,54
05,55
06,56
07,57
08,58
09,59
10,60
11,61
12,62
13,63
14,64
15,65
16,66
17,67
18,68
19,69
20,70
21,71
22,72
23,73
24,74
25,75
26,76
27,77
28,78
29,79
30,80
31,81
32,82
33,83
34,84
35,85
36,86
37,87
38,88
39,89
40,90
41,91
42,92
43,93
44,94
45,95
46,96
47,97
48,98
49,99
50,100
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
1
2
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
41
42
43
44
45
46
47
48
48
47
46
45
44
43
42
41
40
39
38
37
36
35
34
33
32
31
30
29
28
27
26
25
40
41
49
50
51
52
53
54
55
56
57
58
59
60
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
71
72
59
60
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
71
72
49
50
51
52
53
54
55
56
57
58
49
50
Номера заданий
73
97
121
74
98
122
75
99
123
76
100
124
77
101
125
78
102
126
79
103
127
80
104
128
81
105
129
82
106
130
83
107
131
84
108
132
85
109
133
86
110
134
87
111
135
88
112
136
89
113
137
90
114
138
91
115
139
92
116
140
93
117
141
94
118
142
95
119
143
96
120
144
91
100
132
92
101
133
93
102
134
94
103
135
95
104
136
96
105
137
73
106
138
74
107
139
75
108
140
76
109
141
77
110
142
78
111
143
79
112
144
80
113
121
81
114
122
82
115
123
83
116
124
84
117
125
85
118
126
86
119
127
87
120
128
88
97
129
89
98
130
90
99
131
73
100
132
74
101
133
37
145
146
147
148
149
150
151
152
153
154
155
156
157
158
159
160
161
162
163
164
165
166
167
168
145
146
147
148
149
150
151
152
153
154
155
156
157
156
157
158
159
160
161
162
163
164
165
166
167
168
169
170
171
172
173
174
175
176
177
178
179
180
181
182
183
184
185
186
187
188
189
190
191
192
170
171
172
173
174
175
176
177
178
179
180
181
182
183
184
185
186
187
188
189
190
191
192
176
177
178
193
194
195
196
197
198
199
200
201
202
203
204
205
206
207
208
209
210
211
212
213
214
215
216
205
506
207
208
193
194
195
196
197
198
199
200
201
202
203
204
205
206
207
208
209
210
211
212
213
214
217
218
219
220
221
222
223
224
225
226
227
228
229
230
231
232
233
234
235
236
237
238
239
240
224
225
226
227
228
229
230
231
217
218
219
220
221
222
223
224
225
217
218
219
220
221
222
223
224
225
241
242
243
244
245
246
247
248
249
250
251
252
253
254
255
256
257
258
259
260
261
262
263
264
248
249
250
251
252
253
254
255
256
257
241
242
243
244
245
246
247
241
242
243
244
245
246
247
241
245