Определение влажности в процентном соотношении исследуемого пищевого сырья. Распределение электронов по орбиталям. Причины изменения свойств оксидов и гидроксидов марганца

Размещено на http://www.allbest.ru/

Контрольная работа по химии

№ 1

Определите, какова была влажность (в %) исследуемого пищевого сырья, если при обработке 100 г сырья карбидом кальция выделилось 1,12 л ацетилена.

Решение

Дано:

Запишем реакцию взаимодействия воды с карбидом кальция:

Найдем количество ацетилена:

Согласно уравнения реакции можно сделать вывод, что количество воды равно удвоенному количеству ацетилена:

Масса воды будет равна:

Влажность равна отношению массы воды к массе образца пищевого продукта:

Влажность пищевого продукта составляет .

Ответ: .

№2.

Пользуясь правилом Хунда, распределите электроны по орбиталям, отвечающим высшему энергетическому состоянию атомов хлора и кремния.

Решение

Для хлора:

Как видно из записи электронных формул данных элементов хлор имеет на внешнем р - электронном слое пять электронов, и для завершения электронного слоя атому хлора надо только один электрон. Поэтому хлор относят к активным неметаллам, он легко вступает в химические реакции и притягивает электроны от менее электронегативных элементов.

Размещено на http://www.allbest.ru/

Рассмотрим химические свойства хлора. Хлор может иметь такие степени окисления -1, 0, +1, +3, +5, +7. Это объясняется возможностью последовательного возбуждения спаренных электронов в атомах Cl, Br, I, At на d - подуровне, что приводит к росту числа электронов, которые принимают участие в образовании ковалентных связей до 3, 5 или 7. Хлор относится к сильным окислителям, хотя и более слабый чем фтор.

Кремний имеет порядковый номер в периодической системе 14. В периодической системе кремний расположен в четвертом периоде, поэтому на внешнем энергетическом уровне у него будет четыре электрона.

Можно записать распределение электронов в атоме кремния в виде:

Запишем электронно-графические формулы атома кремния. В нормальном состоянии для кремния можно записать:

Размещено на http://www.allbest.ru/

А в возбужденном:

Размещено на http://www.allbest.ru/

В нормальном состоянии атом кремния проявляет валентность равную 2, а в возбужденном состоянии - валентность равную 4. Валентность будет зависеть от числа неспаренных электронов в атоме. В атоме кремния в возбужденном состоянии их четыре.

№ 3

На основании распределения электронов внешнего энергетического уровня по квантовым ячейкам в основном и возбужденном состояниях определите возможные степени окисления атомов указанных элементов: фосфора, брома.

Решение

Рассмотрим атом фосфора. Он расположен в 5 периоде и на его внешнем энергетическом уровне расположено 5 электронов.

Запишем строение его энергетических уровней в нормальном и возбужденном состоянии:

Размещено на http://www.allbest.ru/

Поэтому в нормальном состоянии атом фосфора может проявлять степень окисления равную +3 (Р₂О₃).

А в возбужденном:

Размещено на http://www.allbest.ru/

В нормальном состоянии атом фосфора проявляет валентность равную 3, а в возбужденном состоянии - валентность равную 5. степень окисления фосфора: +3 и +5.

Рассмотрим свойства брома. Его электронная формула:

Как видно из записи электронной формулы бром имеет на внешнем р - электронном слое пять электронов, и для завершения электронного слоя атому брома надо только один электрон. Поэтому бром относят к активным неметаллам, он легко вступает в химические реакции и притягивает электроны от менее электронегативных элементов.

В нормальном состоянии атом брома проявляет степень окисления - 1.:

Размещено на http://www.allbest.ru/

Далее возможны возбужденные состояния:

Размещено на http://www.allbest.ru/

Возможна приведенная ниже конфигурация, в которой есть четыре неспаренных электрона (степень окисления +4):

Размещено на http://www.allbest.ru/

Возможна приведенная ниже конфигурация, в которой есть семь неспаренных электрона (степень окисления +7):

Размещено на http://www.allbest.ru/

Бром может проявлять степени окисления -1, 0, +1, +3, +5, +7. Это объясняется возможностью последовательного возбуждения спаренных электронов в атоме брома на 4d - подуровне, что приводит к росту числа электронов, которые принимают участие в образовании ковалентных связей до 3, 5 или 7.

№ 4

Как и почему изменяются кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов марганца с изменением его степени окисления в ряду: Mn(II)> Mn(IV) > Mn(VI) > Mn(VII).

Решение

Составим формулы оксидов и гидроксидов марганца с указанными в условии степенями окисления.

Марганец имеет четыре оксида MnO, Mn₂O₃, MnO₂, Mn₂O₇. Как известно из курса химии по кислотно-основным свойствам оксиды марганца разделяют на: MnO, Mn₂O₃ - основные оксиды, MnO₂ - амфотерен, а высший оксид Mn₂O₇ является ангидридом марганцовой кислоты. Гидроксиды марганца имеют формулы , , .

Амфотерными свойствами владеет Mn(OH)_4. При действии щелочей на растворы солен марганца (II) выпадает белый осадок гидроксид марганца Мп(ОН)₂. Осадок легко растворяется в кислотах. На воздухе он быстро темнеет, окисляясь в бурый гидроксид марганца(IV) Мп(ОН)₄. Оксид марганца, или закись марганца, МпО получается в виде зеленого порошка при восстановлении других оксидов марганца водородом.

Наиболее стойким соединением марганца является темно-бурый диоксид марганца МпО₂; он легко образуется как при окислении низших, так и при восстановлении высших соединений марганца. Как уже указывалось, МпО₂ - амфотерный оксид; однако и кислотные, и основные свойства выражены у него очень слабо.

Поэтому можно сделать вывод, что в ряду оксидов марганца основные свойства слабеют, а нарастают кислотные свойства. Это можно объяснить изменением степени окисления марганца в этих соединениях. В основных соединениях степень окисления марганца невысока (+2), а в кислотах степень окисления марганца более высока (+6, +7). Увеличение степени окисления приводит к возрастанию кислотных свойств. Высокая степень окисления (+6, +7) более характерна для неметаллов, например хлора, серы и т.п. поэтому при высоких степенях окисления более проявляются кислотные свойства.

№ 5

Составьте молекулярные, молекулярно-ионные и сокращенные ионные уравнения реакций между веществами:

А) нитратом свинца и хроматом калия,

Б) гидроксидом алюминия и гидроксидом калия.

В) гидроксохлоридом кобальта (ІІ) и соляной кислотой.

Решение

Запишем уравнения реакций между указанными ниже веществами.

А) нитратом свинца и хроматом калия

Б) гидроксидом алюминия и гидроксидом калия.

В) гидроксохлоридом кобальта (ІІ) и соляной кислотой.

Уравнения реакций записаны в молекулярном и ионном видах.

№ 6

Напишите реакцию образования комплексного соединения и константу его нестойкости.

Образование хлорида диамминсеребра (І) за счет растворения осадка хлорида серебра в NH₄OH.

Решение

Запишем сначала реакцию получения комплексного соединения хлорида диамминсеребра (І) за счет растворения осадка хлорида серебра в NH₄OH.

В результате взаимодействия мы получим комплексное соединение серебра .

В водных растворах комплексное соединение будет диссоциировать согласно уравнения реакции:

Комплексный катион может разлагаться, эту меру разложения и характеризирует константа нестойкости комплексного соединения:

Константа нестойкости равна:

Уравнение для константы нестойкости комплекса записано.

№ 7

К двум литрам воды прибавили 1 л 40% раствора гидроксида натрия (плотность 1,43 г/мл). Рассчитайте процентную концентрацию полученного раствора.

Решение

Дано:

Для решения задания мы используем формулу:

Вычислим сначала массу 1 литра раствора хлорида калия:

Далее вычислим массу соли хлорида калия в указанном растворе:

Тогда используя формулу вычислим процентную концентрация раствора полученного при смешивании 1 литра первоначального раствора и 2 литров воды.

Ответ: .

№ 8

Вычислите степень диссоциации в 0,1 н растворе цианистоводородной кислоты. .

Решение

Дано:

Согласно условия задачи нам необходимо вычислить значение степени диссоциации в 0,1 н растворе цианистоводородной кислоты. цианистоводородная кислота относится к группе слабых кислот, она в малой мере диссоциирует на ионы в водных растворах. Эта кислота относится к одноосновным кислотам. Запишем уравнение диссоциации кислоты в растворе:

Степень диссоциации можно вычислить при помощи формулы:

Поскольку степень диссоциации незначительна, то:

Ответ: .

№ 9

В какой цвет будет окрашена лакмусовая бумажка в водных растворах цианида калия, хлорида аммония, сульфата лития, нитрата натрия? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций.

Решение

Рассмотрим процессы гидролиза солей в растворах. Найдем значение РН растворов солей.

Цианид калия образован слабой кислотой и сильным основанием.

В результате гидролиза образуются ионы и среда будет щелочной. Лакмусовая бумага будет иметь синий цвет.

Рассмотрим гидролиз хлорида аммония. Он образован сильной кислотой и слабым основанием.

В результате гидролиза образуются ионы , поэтому среда будет кислой и лакмус будет окрашен в красный цвет.

Сульфат лития образован сильной кислотой и сильным основанием, литий принадлежит к щелочным металлам, поэтому гидролиз такой соли не протекает, РН равно 7, среда нейтральная. В нейтральной среде лакмус будет бесцветен.

Нитрат натрия образован сильной кислотой и сильным основанием, поэтому соль не гидролизируется и РН среды равно 7, лакмус бесцветен.

№ 10

Вычислить объем воды, необходимый для растворения при 25єС 1 грамма сульфата бария ().

Решение

Дано:

В водных растворах сульфат бария диссоциирует на ионы согласно уравнения реакции:

Тогда концентрация ионов бария в растворе равна:

Тогда в 1 литре воды мы можем растворить моль сульфата бария. Вычислим массу сульфата бария, который растворим в 1 литре воды.

Тогда объем воды будет равен отношению:

Ответ:

№ 11

Рассчитайте сколько граммов гидрокарбоната кальция содержится 1 м³ мягкой воды, если ее временная жесткость по Са²⁺ равна 1,5 ммоль/л?

Решение

Дано:

Согласно условия задания нам дано временную жесткость воды, которая равна 1,5 ммоль/л. Тогда мы можем вычислить количество гидрокарбоната кальция, который находится в 1000 литров воды.

Вычислим массу гидрокарбоната в воде:

Масса гидрокарбоната кальция в 1 м³ воды составила .

Ответ: .

№ 12

При 100єС некоторая реакция заканчивается за 1 мин. Рассчитайте, через какое время закончится эта реакция при температуре 60єС, если температурный коэффициент скорости реакции равен 2.

Решение

Дано:

Вычислим значение времени Т₂. для этого мы сначала вычислим насколько уменьшится скорость химического процесса при уменьшении температуры от 100єС до 60єС. Используем уравнение Вант-Гоффа:

Поэтому скорость химического процесса уменьшилась в 16 раз. Тогда можно сделать вывод, что время протекания процесса увеличиться также в 16 раз. Тогда реакция будет продолжаться не 1 минуту, а в 16 раз больше:

Ответ:

№ 13

Расставьте коэффициенты в окислительно-восстановительных процессах на основании составления электронно-ионного баланса:

В реакции между растворами иодида калия и пероксидом водорода в сернокислой среде, используемой при определении активных окислительных ферментов.

Решение

Расставьте коэффициенты в окислительно-восстановительных процессах на основании составления электронно-ионного баланса. Запишем уравнение реакции между растворами иодида калия и пероксидом водорода в сернокислой среде. Также запишем продукты данного процесса.

Рассмотрим полученное уравнение реакции и запишем его в ионном виде:

Запишем ионные полуреакции:

Суммируем полуреакции:



Запишем реакцию в молекулярном виде и уравняем ее:

Уравнение реакции окислительно-восстановительного процесса уравнено.

№ 13

Расставьте коэффициенты в окислительно-восстановительных процессах на основании составления электронного баланса:

В реакции между сульфидом свинца (ІІ) и пероксидом водорода, используемой для осветления картин за счет образования сульфата свинца (ІІ) белого цвета.

Решение

Запишем уравнение реакции между сульфидом свинца (ІІ) и пероксидом водорода, в результате которой образуется сульфат свинца.

Проставим степени окисления элементов у уравнении:

Составим уравнения электронного баланса:



Уравняем уравнение окислительного процесса:

Уравнение уравнено при помощи метода электронного баланса.

хлор кремний гидроксид молекулярный

№ 14

В каких растворах восстановительная способность цинка выражена более сильно, если:

А) Е = - 0,76В,

Б) Е = - 1,26В.

Решение

В условии задания нам дано значения потенциалов восстановления цинка в растворе. Восстановительная способность цинка будет зависеть от потенциала восстановления, чем потенциал менее негативный, тем большей будет восстановительная способность цинка, тем проще и легче восстановить его из раствора. Поэтому восстановительная способность будет большей в случае реакции , потенциал которой Е = -0,76В. в случае реакции , потенциал которой Е = - 1,26В, восстановительная способность будет меньшей.

№ 15

Исходя из положения металлов в ряду напряжений металлов и растворимости продуктов их взаимодействия с указанными ниже реагентами, определите в каком из приведенных реагентов: воде, уксусной, азотной, серной кислотах (различной концентрации), гидроксиде калия - происходит растворение меди в стандартных условиях. Ответ подтвердите соответствующими уравнениями реакций.

Решение

Медь расположена в ряду напряжений металлов после водорода, поэтому она не вытесняет водород из кислот. Медь относится к малоактивным металлам, она не будет реагировать с водой. Уксусная кислота, которая относится к малоактивным кислотам не будет реагировать с медью, водород не вытесняется. Гидроксид калия также не реагирует с медью.

Из всего списка веществ в реакцию в медью будет вступать только серная кислота и азотная кислота.

Медь не реагирует с разбавленной серной кислотой. Только если в растворе серной кислоты присутствует кислород, то тогда возможна химическая реакция:

Возможна реакция концентрированной серной кислоты и меди с образованием оксида серы .



Медь реагирует как с концентрированной, так и с разбавленной азотной кислотами.

Рассмотрим отношение меди к концентрированной азотной кислоте.

С разбавленной азотной кислотой протекает реакция:

Уравнения взаимодействия меди с кислотами записаны.

Список использованной литературы

1. Артеменко А. И., Тикунова И. В., Ануфриев Е. К. Практикум по органической химии. - М.: Высшая школа, 1991. - 175 с.

2. Глинка Н. Л. Общая химия. - Л.: Химия, 1988. - 702 с.

3. Крешков А. П., Ярославцев А. А. Курс аналитической химии. - М.: Химия, 1964. - 430 с.

4. Полеес М. Э. Аналитическая химия. - М.: Медицина, 1981. - 286 с.

5. Рабинович В. А., Хавин З. Я. Краткий химический справочник. - Л.: Химия, 1978. - 331 с.

6. Химия: Справочное издание/ под ред. В. Шретер, К.-Х, Лаутеншлегер, Х. Бибрак и др.: Пер. с нем. - М.: Химия, 1989.- 648 с.

7. Щукарев С. А. Неорганическая химия. - М.: Высшая школа, 1970. - 437 с.

Размещено на Allbest.ru