Контрольная работа В-12 Задания: 2.

Контрольная работа
В-12
Задания:
2. Определить символы элементов, их положение в периодической системе Менделеева,
На примере
электронных и графических формул элементов в нормальном и возбужденном
состоянии описать химические свойства элементов. 11Э, 17Э, 18Э
Элемент с порядковым номером 11 -это натрий Na. Натрий находится в третьем периоде
и в I А-группе
(подгруппа щелочных металлов) периодической системы Менделеева. Электронная
формула атома натрия:
1s22s22p63s1. Натрий относится к семейству s-элементов, типичный металл. Поскольку у
атома натрия есть один неспаренный 3s-электрон, то натрий одновалентен и проявляет в
своих соединениях степени окисления +1 и – 1.
Элемент с порядковым номером 17 – хлор Cl . Хлор расположен в 3-ем периоде в VII –
группе главной подгруппе А VII ( группа галогенов). Электронная формула этого
элемента
1s22s22p63s23p5 Хлор относится к р-элементам (происходит заполнение электронами 3рорбиталей, неметалл. Наиболее характерны для хлора степени окисления: -1; 0 +1 +3 и
+5 +7.
Нормальное состояние:    
3s
3р
При возбуждении происходит постепенное распаривание сначала 3 р-электронов :
   

3s
3p
3d
   
 
  
а затем и 3s-электронов:    
3s
3p
3d
3s
3p
3d
Летучее водородное соединение HCl– хлороводород при растворении в воде дает
сильную хлороводородную кислоту. Высший оксид Сl2O7 – представляет собой жидкость,
этому оксиду соответствует сильная одноосновная хлорная кислота - HClO4.
Элемент с порядковым номером 18 – аргон Ar. Аргон расположен в 3-ем периоде в VIII
A- группе (благородные газы). Электронная формула аргона 1s22s22p63s23p63.
Электронные орбитали атома аргона заполнены электронами до предела.
В невозбужденном состоянии распределение валентных электронов в атоме аргона
следующее:

  
3s
3р
Аргон относится к неметаллам. Соединений аргона с другими элементами не получено.
13. Составьте две координационные формулы для соединений состава CoClSO4 •
5NH3,ecли известно, что одно из них, реагируя с нитратом серебра, дает осадок хлорида
серебра, а другое, реагируя с нитратом бария, дает осадок сульфата бария.
Координационное число Со3+ равно шести. Напишите уравнения взаимодействия этих
веществ и уравнения диссоциации их в водных растворах. Назовите полученные
комплексы.
Поскольку первое соединение реагирует с нитратом серебра и дает при этом осадок
хлорида серебра, значит в внешней сфере данного комплексного соединения будут
содержаться хлорид-ионы.
[Co(NH3)5 SO4]Cl - пентаамминсульфатокобальта(Ш) хлорид
[Co(NH3)5 SO4]Cl  [Co(NH3)5 SO4]+ + Cl -
[Co(NH3)5 SO4]Cl + AgNO3  [Co(NH3)5 SO4]NO3 + AgCl ↓
Полученное новое комплексное соединение [Co(NH3)5 SO4]NO3 пентаамминсульфатокобальта(Ш) нитрат
Поскольку второе соединение реагирует с нитратом бария и дает при этом осадок
сульфата бария, значит в внешней сфере данного комплексного соединения будут
содержаться сульфат-ионы.
[Co(NH3)5 Cl]SO4 пентаамминхлорокобальта(Ш) сульфат
[Co(NH3)5 Cl]SO4  [Co(NH3)5 Cl] 2+ + SO42[Co(NH3)5 Cl]SO4 + Ba(NO3)2  [Co(NH3)5 Cl](NO3)2 + BaSO4↓
Полученное новое комплексное соединение [Co(NH3)5 Сl](NO3)2 пентаамминхлорокобальта(Ш) динитрат
24. Реакция горения этана выражается термохимическим уравнением:
С2Н6 (г) + 3 ½ O2 = 2СО2(г) + ЗН2О(ж); ΔH°х.р. -1559,87 кДж. Вычислите теплоту
образования этана, если известна теплота образования CO2 (г) и Н2О(ж).
∆ Н0 реакции = ∑∆Н0кон. - ∑∆ Н0 нач. Отсюда теплота образования этана будет равна
∆ Н0 (С2Н6 ) = [(∆ Н0 СО2 · 2) + (∆ Н0 Н2О ·3)] - ΔH°х.р
∆ Н0298 СО2(г) = - 393,51 кДж/моль ∆ Н0298 Н2О (ж) = -285,83 кДж/моль
∆ Н0 (С2Н6 ) = [(-393,51 ·2 ) + (-285,83 ·3)] – (-1559,87 ) = - 84,64 кДж/моль
35. Во сколько раз увеличится скорость прямой реакции Н2 + Сl2 = 2НС1 при повышении
температуры от 25 до 200 ° C:, если известно, что при повышении температуры на каждые
25° С скорость этой реакции увеличивается в четыре раза?
T
В данных условиях  (T2 )   (T1 )   25 . Примем скорость данной реакции при температуре
25° С за единицу
Тогда скорость реакции при температуре 200° С составит :
 ( 200)   ( 25 )  
200 25
25
 1  4 7  16384
Значит, скорость реакции возрастет в 16384 раза.
46.Какие из ниже перечисленных солей подвергаются гидролизу? Для, каждой из
гидролизующихся солей напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения
гидролиза. Укажите, какое значение рН (>7<) имеют растворы этих солей.
a) Ba(СН3СОО)2
б) K2SO3
в) Pb(NO3)2
г) MnSO4
д) NaJ
Из приведенных солей, только соль NaJ не подвергается гидролизу, так как образована
катионами сильного основания NaOH и анионами сильной кислоты HJ. Остальные соли
подвергаются гидролизу:
Сульфит калия K2SO3 подвергается ступенчатому гидролизу по аниону:
К2SO3 + Н2О  КOH + КHSO3
Первая ступень гидролиза
2 К+ + SO32– + H2O  2 К+ + OH– + HSO3–
SO32– + H2O  OH– + HSO3–
КHSO3 + H2O  КOH + H2SO3
К + HSO3– + H2O  К+ + OH– + H2SO3
HSO3– + H2O  OH– + H2SO3
+
Вторая ступень гидролиза
( в растворе образуются ионы OH– и реакция раствора щелочная рН>7 )
Нитрат свинца Pb(NO3)2 подвергается ступенчатому гидролизу по катиону:
Pb(NO3)2 + H2O  Pb(OH)NO3 + HNO3
Первая ступень гидролиза
2+
–
+
+
–
Pb + 2 NO3 + H2O  Pb(OH) + H + 2 NO3
Pb2+ + H2O  Pb(OH)+ + Н+
Pb(OH)NO3 + H2O  Pb(OH)2 + HNO3
осадок
Вторая ступень гидролиза
Pb(OH)+ + NO3– + H2O  Pb(OH)2 + H+ + NO3–
осадок
Рb(OH)+ + H2O  Pb(OH)2 + H+
( в растворе образуются ионы Н+ и реакция раствора кислая рН <7)
Сульфат марганца (II) – подвергается гидролизу по катиону:
2 MnSO4 + 2 H2O  (MnOH)2SO4 + H2SO4
первая ступень
гидролиза
2 Mn2+ + 2 SO42- + 2 H2O  2 (MnOH)+ + SO42- + 2 H+ + SO422 Mn2+ + 2 H2O  2 (MnOH)+ + 2 H+
(MnOH)2SO4 + 2 H2O  2 Mn(OH)2↓ + Н2SO4
вторая ступень
гидролиза
2 (MnOH)+ + SO42- + 2 H2O  2 Mn(OH)2↓+ 2 H+ + SO422 (MnOH)+ + 2 H2O  2 Mn(OH)2↓ + 2 H+
( в растворе образуются ионы Н+ и реакция раствора кислая рН <7)
Ацетат бария Ba(СН3СОО)2 подвергается гидролизу по аниону:
Ba(СН3СОО)2 + 2H2O  Ba(OH)2 + 2CH3COOH
2+
Ba + 2 СН3СОО - + 2H2O  Ba2++ 2 OH - + 2CH3COOH
2 СН3СОО - + 2H2O  2 OH - + 2CH3COOH
( в растворе образуются ионы OH– и реакция раствора щелочная рН>7 )
Для следующих окислительно-восстановительных реакций методом электронного
баланса подберите коэффициенты. Укажите окислитель и восстановитель, процессы
окисления и восстановления.
57. KMnO4 + NH3  MnO2 + KNO3 + KOH + H2O;
MnO2 + HCI  MnCl2 + Cl2 + H2O
+7
-3
+4
8 KMnO4 + 3 NH3 
+4
+5
8 MnO2 + 3 KNO3 + 5 KOH + 2 H2O
+4
Mn +3ē = Mn
-3
│8
восстановление (KMnO4 – окислитель)
+5
N - 8ē = N
+4
│ 3 окисление (NH3 – восстановитель)
-1
+2
0
MnO2 + 4 HCI  MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
+4
+2
Mn +2ē = Mn │1
-1
восстановление (MnO2 – окислитель)
0
2 Cl - - 2ē = Cl2 │1 окисление (HCl – восстановитель)
68.Разберите схему гальванического элемента, который описан схемой. Напишите
уравнения анодного и катодного процессов, составьте суммарное ионное уравнение
окислительно-восстановительной реакции в гальваническом элементе и вычислите его
ЭДС.:
Сu │Cu(NO3)2 ││ ZnSO4│Zn
С(Cu2+) = I моль/л; С(Zn2+) = 10-2 моль/л.
Анодный процесс Zn = Zn2+ +2ē Катодный процесс Cu2+ + 2ē = Cu
Cуммарное уравнение окислительно-восстановительной реакции при работе
гальванического
элемента: Zn0 + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu0
0,0591
0,0591
0
E Zn 2  / Zn  E Zn

lg[ Zn 2 ]  0,7618 
 lg 1  10  2  0,8209 B
2
/ Zn
n
2
0,0591
0,0591
lg[ Cu 2 ]  0,342 
 lg 1  0,342
n
2
Тогда ЭДС гальванического элемента будет равна Eкат – Еанод = 0,342 – (- 0,8209)
=1,1629 В.
0
ECu 2  / Cu  ECu

2
/ Cu
79. Покажите различия катодных реакций, происходящих при электролизе двух
растворов: нитрата калия и нитрата серебра.
В водном растворе нитрат калия диссоциирует по уравнению: KNO3  K+ + NO3 Cтандартный электродный потенциал φ (К/К+) равен – 2,931 В. Потенциал электродного
процесса H2 = 2H+ + 2ē в нейтральной среде равен ≈ - 0,41 В. Поэтому при электролизе
водного раствора нитрата калия на катоде будет происходить восстановление молекул
воды по уравнению : 2 H2O +2ē = H2 + 2 OH -, а не восстановление ионов К+.
Суммарное уравнение электролиза водного раствора нитрата калия будет сведено
к электролизу воды: 2 H2O ------------------- 2 H2 + O2. На катоде будет выделяться
водород, а на аноде – кислород.
В водном растворе нитрат серебра диссоциирует по уравнению: AgNO3  Ag+ + NO3 Cтандартный электродный потенциал φ (Ag/Ag+) равен + 0,7996 В. Потенциал
электродного процесса H2 = 2H+ + 2ē в нейтральной среде равен ≈ - 0,41 В. Поэтому при
электролизе водного раствора нитрата cеребра на катоде будет происходить
восстановление ионов Ag+ по уравнению : Ag+ + ē = Ag , а не восстановление ионов
молекул воды.
Суммарное уравнение электролиза водного раствора нитрата серебра будет иметь
вид:
4 АgNO3 + 2 H2O ------------------- 4 Ag + O2 + 4 HNO3. На катоде будет выделяться
cеребро, а на аноде – кислород.
90. Поясните, почему при никелировании железных деталей их предварительно
покрывают медью, а потом - никелем. Составьте электронные схемы процессов при
коррозии никелированной детали, если слой никеля поврежден.
Если при никелировании железное изделие предварительно покрыть слоем меди, а потом
слоем никеля, то покрытие медь-никель будет анодным. При нарушении целостности
такого покрытия происходит коррозия никеля, а водородная (или кислородная)
деполяризация электронов будет протекать на поверхности меди. Железное изделие в
этом случае будет защищено от коррозии даже в случае нарушения целостности
никелевого покрытия.
Если никелировать непосредственно железное изделие, то такое покрытие будет
катодным. Нарушение целостности такого покрытия приведет к возникновению
гальванической пары Fe-Ni и к электрохимической коррозии железа.
В данной паре железо будет анодом на поверхности железа протекает процесс: Fe = Fe2+
+ 2 ē. Электроны с железа переходят на никель, который является катодом, и на
поверхности никеля во влажном воздухе протекает кислородная деполяризация
электронов: О2 + 2 Н2О + 4ē= 4ОН-. Суммарное уравнение коррозии может быть выражено
уравнением: 2 Fe + О2 + 2 Н2О = 2 Fe(OH)2
Именно поэтому перед никелированием железных изделий их сначала покрывают
слоем меди, а потом никеля. Это, конечно, удорожает такие защищенные изделия, но
позволяет защитить металл от коррозии даже в случае нарушения целостности
никелевого покрытия.
Литература:
1. Глинка Н.Л. Общая химия. Л. 1973.
2. Карапетьянц М.Х. Дракин С.И. Общая и неорганическая химия М.1994.
3. Справочник Химия. М. 2000.
4. Хомченко Г.П. Химия для поступающих в вузы. М. 1985.