Строение, реакционная способность и свойства химических элементов и их неорганических соединений

Определение свойств химических элементов и их электронных формул по положению в периодической системе. Ионно-молекулярные, окислительно-восстановительные реакции: скорость, химическое равновесие. Способы выражения концентрации и свойства растворов.

Рубрика Химия
Вид контрольная работа
Язык русский
Дата добавления 30.07.2012
Размер файла 58,6 K

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Размещено на http://www.allbest.ru/

Размещено на http://www.allbest.ru/

Тема «Строение атома»

Задание 1

Напишите электронную формулу элемента, атом которого содержит на 3d-подуровне 2 электрона. В каком периоде, группе и подгруппе он находится, и как этот элемент называется?

Решение:

После завершения подуровня 4s заполняется электронами 3d-подуровень: 1s22s22p63s23p64s23d2. Общее число электронов в атоме, которое определяет порядковый номер элемента в периодической системе, - 22. Это титан 22Ti. Из электронной формулы видно, что этот элемент находится в четвёртом периоде IV группе (четыре валентных электрона: 3d24s2), побочной подгруппе (элемент d-семейства, т.к. последним заполняется d-подуровень).

Задание 2

Опишите химические свойства элемента с порядковым номером 23 по его положению в периодической системе.

Решение:

По периодической системе определяем, что элемент с порядковым номером 23 находится в четвёртом периоде и в побочной подгруппе V группы. Этот элемент ванадий (V). Электронная формула V: 1s22s22p63s23p64s23d3 или сокращённо [Ar] 3d34s2 (та часть, которая соответствует заполненным электронным уровням благородного газа, обозначается его символом в квадратных скобках, и рядом изображаются остальные электроны). Следовательно, V- это d-элемент. Элемент может легко отдавать 2 электрона с 4-го уровня, проявляя степень окисления +2. При этом он образует оксид VO и гидроксид V(OH)2, проявляющие основные свойства. Газообразных водородных соединений ванадий не образует, т.к. расположен в побочной подгруппе.

Атом ванадия может также отдавать электроны с d-подуровня предпоследнего энергетического уровня (3 электрона) и т.о., проявлять высшую степень окисления +5 (численно равную номеру группы). Оксид, соответствующей высшей степени окисления, V2O5. Этот оксид обладает кислотными свойствами. В качестве гидроксида ему соответствует неустойчивая метаванадиевая кислота HVO3 (соли её - ванадаты - устойчивые соединения).

Задание 3

Какое максимальное число электронов может находиться на s-, p, d- и f-энергетических подуровнях атомов?

Электроны в атоме располагаются по энергетическим уровням (первый, второй, третий и т.д.), которые, в свою очередь, состоят из подуровней, обозначаемых латинскими буквами (s, p, d и f - подуровней). Максимальное число электронов на каждом уровне равно 2n2, где n - порядковый номер уровня. Таким образом, на первом уровне не может быть больше двух электронов, а втором - не больше 8, на третьем - 18 и на четвертом - 32. По ряду причин, рассмотрение которых выходит за рамки школьного курса, максимальное число электронов на данном уровне достигается не всегда, поэтому экспериментально наблюдается не более 32 электронов на всех уровнях, начиная с четвертого.

На первом уровне могут находиться только s-электроны. Так как электронное облако s-электрона имеет сферическую симметрию, оно может быть ориентировано относительно трех координатных осей одним единственным способом; в таком случае говорят, что имеется одна s-орбиталь, на которой могут поместиться два электрона, отличающиеся знаком собственного магнитного момента («спин»).

На втором и последующих уровнях, помимо s-подуровня, есть еще p-подуровень. Электронное облако p-электрона имеет осевую симметрию, поэтому возможны три ориентации p-облаков вдоль трех координатных осей, что соответствует трем p-орбиталям. Поскольку одна орбиталь может вмещать два электрона, на каждом p- подуровне может находиться не больше 6 электронов. На третьем и последующих уровнях помимо s- и p-подуровней имеется еще d-подуровень. вмещающий 10 электронов, располагающихся на пяти d-орбиталях.

Тема «Химическая связь»

Задание 1

Определите, как изменяется прочность соединений в ряду: HF, HCl, HBr, HJ.

Решение:

В двухатомных молекулах приведённых соединений прочность связи зависит от длины связи. А поскольку радиус атома при переходе от фтора к йоду возрастает, то длина связи Н-галоген в этом направлении возрастает, т.е. прочность соединения при переходе от фтора к йоду уменьшается.

Задание 2

Вычислить разность относительных электроотрицательностей атомов для связей H-O и О-Э в соединениях Э(ОН)2, где Э - Mg, Ca, Sr и определить:

а) какая из связей H-O или О-Э характеризуется в каждой молекуле большей степенью ионности;

б) каков характер диссоциации этих молекул в водном растворе?

Mg=1,2, чO= 3,5, чCa= 1,04, ч Sr= 0,99, ч H= 2,1)

Решение

Вычисляем разность электроотрицательностей для связей О-Э:

ДчMg=3,5-1,2=2,3,Д чCa=3,5-1,04= 2,46, Дч Sr=3,5 - 0,99= 2,51.

Разность электроотрицательностей для связи О-Н составляет 1,4.

Таким образом:

а) во всех рассмотренных молекулах связь Э-О полярная, т.к. Дч › 2 и характеризуется большей степенью ионности;

б) диссоциация на ионы в водных растворах будет осуществляться по наиболее ионной связи в соответствии со схемой: Э(ОН)2 = Э2++ 2ОН-, следовательно, все рассматриваемые соединения будут диссоциировать по типу оснований.

Задание 3

Какая химическая связь называется ионной? Каков механизм ее образования? Какие характерные особенности имеет ионная связь. Ответ поясните на примерах ионных соединений.

Ионная связь -- прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью электроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью. Это притяжение ионов как разноименно заряженных тел. Примером может служить соединение CsF, в котором «степень ионности» составляет 97%.

Рассмотрим способ образования на примере хлорида натрия NaCl.

Электронную конфигурацию атомов натрия и хлора можно представить:

11 Na ls2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl ls2 2p 6 Зs2 3р7

Как это атомы с незавершенными энергетическими уровнями. Очевидно, для их завершения атому натрия легче отдать один электрон, чем присоединить семь, а атому хлора легче присоединить один электрон, чем отдать семь. При химическом взаимодействии атом натрия полностью отдает один электрон, а атом хлора принимает его. Схематично это можно записать так: Na. -- l е --> Na+ ион натрия, устойчивая восьмиэлектронная 1s2 2s2 2p6 оболочка за счет второго энергетического уровня. :Cl + 1е --> .Cl - ион хлора, устойчивая восьмиэлектронная оболочка. Между ионами Na+ и Cl- возникают силы электростатического притяжения, в результате чего образуется соединение. Ионная связь -- крайний случай поляризации ковалентной полярной связи. Образуется между типичными металлом и неметаллом. При этом электроны у металла полностью переходят к неметаллу. Образуются ионы.

Если химическая связь образуется между атомами, которые имеют очень большую разность электроотрицательностей (ЭО > 1.7 по Полингу), то общая электронная пара полностью переходит к атому с большей ЭО. Результатом этого является образование соединения противоположно заряженных ионов:

Между образовавшимися ионами возникает электростатическое притяжение, которое называется ионной связью. Важнейшие отличия ионной связи от других типов химической связи заключаются в ненаправленности и ненасыщаемости.

Характеристикой подобных соединений служит хорошая растворимость в полярных растворителях (вода, кислоты и т. д.). Это происходит из-за заряженности частей молекулы. При этом диполи растворителя притягиваются к заряженным концам молекулы, и, в результате Броуновского движения, «растаскивают» молекулу вещества на части и окружают их, не давая соединиться вновь. В итоге получаются ионы окружённые диполями растворителя.

Тема «Энергетика химических процессов. Термодинамика»

Задание 1

Определите возможность самопроизвольного протекания процесса в стандартных условиях. При какой температуре начнётся обратный процесс?

2Mg(тв.) + CO2(г) = 2MgO(тв.) + C(тв.)

Вещество

?Нє298, кДж/моль

?Sє298, Дж/моль·К

Mg(тв.)

0

32,55

C(тв.)

0

5,74

CO2(г)

-393,51

213,6

MgO(тв.)

-601,24

26,94

Решение:

Возможность самопроизвольного процесса при определённой температуре определяется значением энергии Гиббса (?G):

?G = ?H - T·?S, где

?H - изменение энтальпии, кДж/моль;

Т - абсолютная температура, К;

?S - изменение энтропии, кДж/моль·К.

Если ?G < 0, процесс идёт в прямом направлении, если ?G > 0, то процесс идёт в обратном направлении. При ?G = 0 устанавливается термодинамическое равновесие.

Чтобы вычислить значение ?G , найдём ?Hр-ции и ?Sр-ции.

?Нє298 р-ции = У?Нє298 прод. р-ции - У?Нє298 исх. в-в;

?Нє298 р-ции = 2·?Нє298(MgO) - ?Нє(CO2) = - 2·601,24 - (-393,51) = - 808,

97 кДж/моль.

?Sє298 р-ции = У?Sє298 прод. р-ции - У?Sє298 исх. в-в;

?Sє298 р-ции = 2·?Sє298(MgO) + ?Sє298 (C) - (2·?Sє298(Mg) + ?Sє298(CO2)) =

2·26,94 + 5,74 - (2·32,55 + 213,6) = - 219,08 Дж/моль·К= - 219,08·10-3

кДж/моль·К;

?G р-ции = ?H - T·?S;

?G р-ции = - 808,97 - (- 298·219,08·10-3) = - 743,68 кДж.

Т.к. значение ?G < 0, то реакция идёт в прямом направлении.

Обратный процесс начнётся, когда ?G = 0 , т.е. ?H = T·?S.

Т = ?H / ?S = - 808,97 / (- 219,08·10-3 ) ? 3,7·103 ? 3700 К.

Задание 2

Определить изменение энтропии ?Sє298 для реакции

Н2О(г) = Н2(г) + ЅО2(г), если известно: ?Sє2982О(г)) = 188,7 Дж/моль·К,

?Sє2982(г)) = 130,5 Дж/моль·К, ?Sє2982(г)) = 205,0 Дж/моль·К.

Решение:

Для химических реакций направление изменения энтропии можно предсказать, зная состояние участвующих в реакции веществ. Для реакции

Н2О(г) = Н2(г) + ЅО2(г)

объём продуктов реакции (1 моль Н2 + 0,5 моль О2) больше объёма исходных веществ (1 моль Н2О). Следовательно, беспорядок в системе увеличивается, т.е. ?S > 0. Подтвердим предположение расчётом. Для расчёта ?S реакции из суммы энтропий полученных веществ вычитают сумму энтропий исходных веществ с учётом стехиометрических коэффициентов.

?S р-ции = У?S прод. р-ции - У?S исх. в-в.

?S р-ции = (?Sє298 H2(г) +0,5·?Sє298 О2(г)) - ?Sє298 H2O(г) = (130,5 + 0,5·205,0)

- 188,7 = 44,3 Дж/моль·К.

Ответ: ?S = 44,3 Дж/моль·К.

Задание 3

Определите стандартную энтальпию образования (ДН0f 298) РН3, исходя из уравнения

2РН3 + 4О2 = Р2О5 + 3Н2О; ДН0f 298 = - 2360 кДж

ДН = ДН(продукты) - ДН(исходные)ДН = ДН(Р2O5) + 3*ДН(H2O) - 2*ДН(PH3) -

4*ДН(O2) - 1492 - 285,8*3 + 2*H 298 (РН3) = -2360 кДж H 298 (РН3) = -

5,3 кДж

Тема «Скорость химической реакции. Химическое равновесие»

Задание 1

Как изменится скорость химической реакции если уменьшить объем газовой смеси в два раза?

NO2 + CO = NO + CO2,

Решение:

Запишем уравнение скорости химической реакции:

х = k [NO2] [CO]

В результате уменьшения объема в два раза вдвое увеличится концентрация и скорость станент равна:

х1 = k [2NO2] · [2CO] = k ·4 [NO2] · [CO]

х1/ х = k ·4 [NO2] · [CO] / k [NO2] · [CO] = 4

Задание 2

Как возрастет скорость химической реакции при повышении температуры от 10 до 40 0С, если температурный коэффициент равен 3?

Решение:

По закону Вант-Гоффа зависимость скорости реакции от температуры описывается выражением

х 2 = х1· гДt, где

х 2 - скорость химической реакции после изменения температуры;

х1 - начальная скорость химической реакции;

г - температурный коэффициент реакции;

Дt - изменение температуры.

х 2 / х1= 340-10 = 33 = 27

Задание 3

Обратимая реакция выражается уравнением

2SO2 + O2 - 2SO3

В момент наступления равновесия концентрации веществ были: [SO2] = 0,002 моль/л; [O2] = 0,004 моль/л; [SO3] = 0,003 моль/л.

Вычислите исходные концентрации кислорода и оксида серы (IV).

Решение:

Из химического уравнения видно, что исходные вещества вступают в реакцию в соотношении 2:1, при этом образуется 2 моль продукта. Следовательно, на образование 0,003 моль SO3 необходимо такое же количество вещества, т. е. О,003 моль SO2, а кислорода в два раза меньше - 0,003/2=0,0015 моль. Таким образом, исходная концентрация будет складываться из концентрации газа, вступившего в реакцию и его равновесной концентрации.

Так, для SO2:

[SO2]исх= [SO2]равн + [SO2]вст.

[SO2]исх = 0,002 + 0,003 = 0,005 моль/л

Исходную концентрацию кислорода вычислим по формуле:

[O2]исх= [O2]равн + [O2]вст

[O2]исх = 0,004 + 0,0015 = 0,0055 моль/л

Задание 4

В какую сторону сместится равновесие реакции:

2 N2 + O2 - 2 NO - 160,36 кДж

а) при повышении давления; б) при понижении температуры?

Решение:

Согласно принципу Ле-Шателье при внешнем воздействии на равновесную систему она стремится принять такое положение, при котором эффект этого воздействия был бы минимальным. Поэтому при повышении давления равновесие смещается в сторону меньшего объема, а понижение температуры смещает равновесие в сторону экзотермической реакции. Таким образом, равновесие в данной реакции при повышении давления смещается вправо (было 2 + 1 моль, стало 2 моль газа), а при понижении температуры смещается влево, т.е. в сторону обратной экзотермической реакции.

Задание 5

Во сколько раз уменьшится скорость реакции 2А (г) + В (г) = 2С (г) при уменьшении парциального давления всех веществ в системе в три раза и одновременном понижении температуры системы на 30 0С? Температурный коэффициент реакции г равен 2.

При уменьшении парциального давления одного из реагирующих веществ в 3 раза, скорость уменьшится в 6 раз,

Правило Вант-Гоффа - при повышении температуры на 10? С скорость реакции увеличивается в 2-4 раза.

Математически правило Вант-Гоффа выражается формулой:

хt2 / хt1=г где:

- температурный коэффициент;

- скорость химической реакции при температурах , соответственно.

Учитывая то, что по условию задачи температурный коэффициент равен 2, а температура понизилась на 30 градусов, вычислим, как изменилась скорость химической реакции:

хt2 / хt1=2-30/10=8

Скорость химической реакции уменьшилась в 8 раз.

Тема «Растворы. Способы выражения концентрации растворов»

Задание 1

В воде массой 600 г растворили аммиак объёмом 560 мл (н.у.). Определить массовую долю аммиака в полученном растворе.

Решение:

Определяем количество вещества аммиака (н (NH3)):

1 моль NH3 - 22,4 л

х - 560·10-3 л

х = н (NH3) = 0,025 моль.

Масса аммиака составляет (m (NH3)):

m(NH3)= M (NH3) · н (NH3) = 17·0,025 = 0,425 г.

Определяем массу раствора:

m (р-ра) = m (NH3) + m (H2O) = 0,425 + 600 ? 600,4 г.

Вычисляем массовую долю аммиака в растворе:

щ (NH3) = m (NH3) · 100 % / m (р-ра)

щ (NH3) = 0,425 · 100 % / 600,4= 0,071%.

Задание 2

Вычислите: а) массовую долю вещества в процентах (С %); б) молярную (СМ); в) нормальную (СН); г) моляльную (Сm) концентрации раствора фосфорной кислоты H3PO4, полученного при растворении 18 г кислоты в 282 мл воды, если плотность его 1,031 г/мл. Чему равен титр (Т) раствора?

Решение:

а) массовая доля вещества в процентах (С%) показывает число граммов растворенного вещества, содержащегося в 100 г раствора.

С% = mр. в-ва · 100% / mр-ра ,

где mр. в-ва - масса растворенного вещества, г;

mр-ра - масса раствора, г.

Найдем массу раствора (mр-ра), которая складывается из массы растворенного вещества и массы растворителя:

mр-ра = mр. в-ва + mр-ля

mр-ля = V · с = 282·1=282 г

mр-ра = 282 + 18 = 300 г

Подставляем найденные значения в выражение для определения массовой доли в процентах:

С % = 18 · 100 / 300 = 6 %

Процентная концентрация равная 6 % означает, что в 100 г раствора содержится 6 г растворенного вещества.

б) молярная концентрация (СМ) показывает число молей растворённого вещества, содержащихся в 1 л раствора.

СМ = nр. в-ва / V, где

nр. в-ва - количество растворенного вещества, моль;

V - объем раствора, л

Найдем количество растворенного вещества (nр. в-ва):

nр. в-ва = m/М(H3PO4) = 18/97,99=0,184 моль

V раствора находим по формуле V= mр-ра

V = 300/1,031=291 мл = 0,291 л

Подставляем найденные значения в выражение для определения молярной концентрации:

СМ = 0,184/0,291=0,63 М

Зная молярную массу растворённого вещества (М), г/моль, массовую долю вещества (С%), в процентах и плотность раствора (с), г/см3, молярную концентрацию легко рассчитать по формуле:

СМ = С % · с · 1000 .

М·100

СМ = 6 · 1,031 · 1000 / 97,99 · 100 = 0,63 М

в) нормальная концентрация (СН), показывает число эквивалентов растворённого вещества, содержащихся в 1 л раствора.

СН = m / mэ·V, где

m - масса растворенного вещества, г;

mэ - эквивалентная масса вещества, г/моль;

V - объем раствора, л.

Вычислим эквивалентную массу фосфорной кислоты - mэ (H3PO4)

mэ (H3PO4) = М / 3 = 97,99 / 3 = 32,66 г/моль

СН = 18 / 32,66 · 0,291 = 1,89 н

Зная массовую долю вещества (С %), в процентах, его эквивалентную массу (mэ), в г/моль и плотность раствора (с), г/см3, нормальную концентрацию можно рассчитать по формуле

СН = С % · с · 1000

mэ ·100

СН = 6 · 1,031 · 1000/ 32,66 · 100 = 1,89 н

г) моляльная концентрация (Сm) показывает число молей растворённого вещества, содержащихся в 1000 г растворителя.

Сm = n · 1000/m, где

n - количество растворенного вещества, моль;

m - масса растворителя, г;

Подставляем значения массы растворителя и количества растворенного вещества, найденные ранее.

Сm = 0, 184 · 1000 / 282 = 0,65 m

Зная массовую долю в процентах (С %) и молярную массу растворенного вещества (М), г/моль, можно легко рассчитать моляльную концентрацию по формуле и Сm = С % ·1000

M·(100-С %)

Сm = 6 · 1000/ 97,99(100-6) = 0,65 m

д) Титр - число граммов растворённого вещества в 1 см3 (мл) раствора.

1) Т = СН · mэ / 1000, где

СН - нормальная концентрация;

mэ - эквивалентная масса вещества, г/моль.

Т = 1,89 · 32,66 / 1000 = 0,062 г/см3

2) Так как в 291 мл раствора содержится 18 г кислоты, то в 1 мл содержится - x

291мл - 18 г

1 мл - x

x = 0,062 г/см3

Задание 3

Сколько мл 2 М H2SO4 потребуется для приготовления 0,05 М H2SO4 объемом 500 мл? Рассчитайте титр и нормальную концентрацию 0,05 М раствора H2SO4.

Какую реакцию имеет раствор, полученный при смешении 100 мл 0,1 н раствора H2SO4 с 50 мл 0,5 н раствора KOH? Сколько образуется K2SO4?

Тема «Свойства растворов»

Задание 1

При растворении 2,76 г глицерина в 200 г Н2О температура замерзания раствора понизилась на 0,2790 С. Определите молярную массу глицерина.

Решение

Согласно 2- закону Рауля:

Д, где

ДТзам. - изменение теплоты замерзания раствора, єС;

Екр. - криоскопическая постоянная (для водного раствора Екр.=1,86єС);

m1 - масса растворенного вещества, г;

m2 - масса растворителя, г;

М - молярная масса растворенного вещества.

элемент строение свойство реакция

Задание 2

Вычислите температуру кристаллизации 2% раствора этилового спирта С2Н5ОН. Криоскопическая постоянная воды 1,860.

Пусть дан 1 кг воды в котором растворен этиловый спирт, тогда:

2 = 100*m(С2Н5ОН)/(m(С2Н5ОН) + 1000)m(С2Н5ОН) = 20,41 г

Cm = 20,41/46 = 0,44 моль/кгДt = 0,44*1,86 = 0,82°С

Tзам. = 0 - 0,82 = -0,82°С

Тема «Ионно-молекулярные (ионные) реакции обмена»

Задание 1

Составьте уравнения реакций, протекающих в водных растворах, в молекулярной, ионной и сокращенной ионной формах:

между сульфидом натрия и сульфатом меди (II);

между сульфатом железа (III) и гидроксидом натрия.

Решение. 1) Составим уравнение реакции в молекулярной форме:

Na2S + CuSO4 = CuSv + Na2SO4

(вещества, уходящие из сферы реакции указываем стрелками: ^ - газ, v - осадок)

При составлении ионного уравнения необходимо использовать таблицу растворимости солей и оснований в воде. Вещества, нерастворимые или малорастворимые в воде, газообразные вещества, малодиссоциирующие и комплексные соединения записываются в молекулярной форме.

2Na+ + S2- + Cu2+ + SO = CuSv + 2Na+ + SO

Сокращаем одинаковые ионы из правой и левой части уравнения:

S2- + Cu2+ = CuSv - сокращенное ионное уравнение.

Следуя аналогичным рассуждениям, записываем для второго примера:

Fe2(SO4)3 + 6NaOH = 2Fe(OH)3v + 3Na2SO4

2Fe3+ + 3SO+ 6Na+ + 6 OH- = 2Fe(OH)3v + 6Na+ +

Задание 2

Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями:

Fe(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O

Cd2+ + 2OH- = Cd(OH)2

H+ + NO2- = HNO2

Fe(OH)3+3HNO3=Fe(NO3)3+3H2O2) CdCl2+ 2NaOH=Cd(OH)2+ 2

NaCl3) HCl+KNO2=HNO2+KCl

Тема «Водородный показатель. Значение рН растворов»

Задание 1

Определите концентрацию гидроксид-ионов [ОН-], если концентрация ионов водорода [Н+] 0,1 н раствора уксусной кислоты CH3COOH составляет 1,4•10-3 моль/л.

Решение:

Зная концентрацию одних ионов, можно вычислить концентрацию других по уравнению:

+]=Кв/[ОН-]. Отсюда,

[ОН-]=Кв/[Н+]; [ОН-]=1·10-14/1,4•10-3 =7,1•10-12 моль/л.

Задание 2

Концентрация ионов водорода в растворе равна 1,3·10-3 моль/л. Определить рН раствора.

Решение:

рН это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода:

рН = - lg [H+] = - lg 1,3·10-3 = - (lg1,3 + lg10-3) =

3 - lg 1,3 = 3 - 0.11 = 2.89

Задание 3

Вычислить концентрацию ионов водорода, если рН раствора равен 5,28.

Решение:

Вычисляем логарифм ионов водорода:

рН = - lg [H+] ,

lg [H+] = - рН = -5,28 = .

Потенцируем выражение , находим по таблице антилогарифмов число, соответствующее ,72. Число 6 со шляпкой означает 10-6. Отсюда [H+ ] = 5,25 · 10-6 моль/л.

Задание 4

При скисании молока значение pH уменьшилось с 7 до 3. Во сколько раз увеличилась концентрация [H+] при этом?

Тема «Гидролиз»

Задание 1

Составьте уравнение реакции гидролиза ацетата натрия в сокращенной ионной, ионной и молекулярной формах. Укажите реакцию среды в растворе этой соли.

Решение:

Ацетат натрия CH3COONa - соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой.

Гидролиз соли - взаимодействие ионов соли с водой, преводящее к образованию слабого электролита. В этом случае слабый электролит образуется при взаимодействии анионов слабой кислоты с водой:

CH3COO- + Н2О = CH3COOН + ОН-

Это уравнение реакции в сокращенной ионной форме.

Видно, что в реакции накапливаются ОН--ионы, обуславливающие щелочную среду (рН>7).

Дописываем к левой и правой частям уравнения формулы ионов натрия, получаем уравнение реакции в ионной форме:

Na+ + CH3COO- + Н2О = CH3COOН + Na+ + ОН-

Уравнение в молекулярной форме имеет вид:

CH3COONa + Н2О = CH3COOН + NaОН.

Задание 2

Составьте уравнение реакции гидролиза хлорида железа (III) в сокращенной ионной, ионной и молекулярной формах. Укажите реакцию среды в растворе этой соли.

Решение:

хлорид железа (III) FeCl3 - соль, образованная сильной кислотой HCl и слабым трёхкислотным основанием Fe(OH)3. В этом случае гидролиз протекает в 3 ступени, причём гидролиз идёт преимущественно по I ступени, а при нагревании и разбавлении - по II ступени и частично по III ступени.

I ступень:

Fe3+ + H2O = FeOH2+ + H+

Fe3+ + 3Cl- + H2O = FeOH2+ + H+ + 3Cl-

FeCl3 + H2O = Fe(OH)Cl2 + HCl

II ступень:

FeOH2+ + H2O = Fe(OH)2+ + H+

FeOH2+ + 2Cl- + H2O = Fe(OH)2+ + H+ + 2Cl-

Fe(OH)Cl2 + H2O = Fe(OH)2Cl + HCl

III ступень:

Fe(OH)2+ + H2O = Fe(OH)3 + H+

Fe(OH)2+ +Cl- + H2O = Fe(OH)3 + H+ + Cl-

Fe(OH)2Cl + H2O = Fe(OH)3 + HCl

В растворе образуется избыток ионов водорода, т.е. реакция среды кислая (рН<7).

Задание 3

Напишите в молекулярной и ионной форме уравнения реакций гидролиза солей: сульфита калия, гидрокарбоната калия, гидрофосфата натрия, хлорида алюминия, сульфата цинка. Укажите реакции среды.

K2SO3 + H2O <=> KOH + KHSO3SO32- + H2O = HSO3- + OH-

Щелочная среда, гидролиз по первой ступени.

K2CO3 + HOH ? KHCO3 + KOH2K+ + CO32- + HOH ? K+ + HCO3- + K+

+ OH-CO32- + HOH ? HCO3- + OH-

Na2HPO4 = 2Na(+)+H(+)+PO4(2-)+(H(+)+OH(-))=2Na(+)+PO4(2-) +

H2O + H(+)

ион водорода окрашивает лакмус в красный цвет.

Al3+ + НОН AlOH2+ + Н+,

Al3+ + 3Cl- + H2O AlОH2+ + 2Cl- + H+ + Cl-,

AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl

Среда кислая

Zn2+ + Н2ОZnOH+ + Н+

или в молекулярной форме:

2ZnSO4 + 2Н2О(ZnOH)2SO4 + H2SO4

Тема «Окислительно-восстановительные реакции»

Задание 1

Подберите коэффициенты в уравнении реакции

H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 > S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

методом электронного баланса (МЭБ) и методом электронно-ионного баланса (МЭИБ). Укажите окислитель и восстановитель. К какому типу ОВР относится эта реакция?

Решение:

Определим вещества, в которых изменяется степень окисления элементов:

H2S-2 + K2Cr+62O7 + H2SO4 > S0 + Cr+32(SO4)3 + K2SO4 + H2O

Составим полуреакции окисления и восстановления:

S-2 - 2з > S0 - окисление; S-2 - восстановитель

2Cr+6 + 6з > Cr+3 - восстановление; Cr+6 - окислитель

Процесс отдачи з - окисление; атом, отдающий з - восстановитель.

Т.к. окислитель и восстановитель находятся в составе разных веществ, то эта реакция относится к межмолекулярному типу ОВР.

Находим коэффициенты при восстановителе, окислителе и продуктах их окисления и восстановления. При этом исходим из того, что число з, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, принятых окислителем.

S-2 - 2з > S0 | 3

2Cr+6 + 6з > Cr+3 | 1

Подставим полученные коэффициенты в уравнение реакции.

3H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 > 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

Подберем коэффициенты перед формулами H2SO4, K2SO4 и H2O.

3H2S + K2Cr2O7 + 4H2SO4 > 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

Для проверки правильности подбора коэффициентов подсчитываем количество вещества атомарного кислорода в левой и правой частях уравнения. В левой части: (7+4·4)моль=23 моль. В правой части: (3·4+4+7)моль=23 моль. Следовательно, коэффициенты подобраны верно.

Для расстановки коэффициентов методом электронно-ионного баланса составляются отдельно уравнения для процесса восстановления и для процесса окисления с последующим суммированием их в общее уравнение.

1. Составляем полуреакцию процесса окисления:

S-2 - 2з > S0

2. Записываем уравнение реакции процесса восстановления с указанием ионов

Cr2O72- + 14H+ + 6з > 2Cr3+ + 7H2O

3. Находим общий множитель

3 S-2 - 2з > S0 - окисление; S-2 - восстановитель 6

1Cr2O72- +14H+ + 6з > 2Cr3+ + 7H2O - восстановление;

Cr2O72--окислитель

4. Под чертой записываем сокращенное ионное уравнение с указанием коэффициентов.

3S-2 + Cr2O72- + 14H+ > S0 + 2Cr3+ + 7H2O

5. Расставляем коэффициенты в уравнении реакции:

3H2S + K2Cr2O7 + 4H2SO4 > 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

Задание 2

Исходя из степени окисления (n) азота, серы и марганца в соединениях NH3, HNO2, HNO3, H2S, H2SO3, H2SO4, MnO2, KMnO4, определите, какие из них могут быть только восстановителями, только окислителями и какие проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства.

Решение:

Вещества, в состав которых входят атомы с низшей степенью окисления, являются только восстановителями. Соединения, содержащие атомы в своей высшей степени окисления, проявляют только окислительные свойства. А если вещество содержит атомы с промежуточной степенью окисления, то они могут быть как окислителями, так и восстановителями.

Высшая (максимальная) степень окисления элемента, как правило, равна номеру группы, в которой находится элемент в периодической системе.

Низшая (минимальная) степень окисления металлов равна нулю, а неметаллов обычно равна: -(8-номер группы, в которой находится элемент).

Степень окисления n(N) в указанных соединениях соответственно равна: -3 (низшая), +3 (промежуточная), +5 (высшая); n(S) соответственно равна: -2 (низшая), +4 (промежуточная), +6 (высшая); n(Mn) соответственно равна: +4 (промежуточная), +7 (высшая). Отсюда: NH3, H2S - только восстановители; HNO3, H2SO4, KMnO4 - окислители; HNO2, H2SO3, MnO2 - окислители и восстановители.

Задание 3

Подберите коэффициенты и укажите окислители и восстановители; определите принадлежность уравнения к одной из трех групп окислительно-восстановительных реакций:

Cu2O + H2SO4 > CuSO4 + Cu + H2O

Au2O3 > Au + O2

Au + O2 = Au2O3 => 4 Au + 3 O2 = 2 Au2O3

Тема «Гальванические элементы»

Задание 1

Составьте схему гальванического элемента, в котором электродами являются магниевая и цинковая пластинки, опущенные в растворы их ионов с активной концентрацией 1 моль/л. Какой металл является анодом, какой катодом? Напишите уравнения окислительно-восстановительной реакции, протекающей в этом гальваническом элементе, и вычислите его ЭДС.

Решение:

Схема данного гальванического элемента:

(-)Mg | Mg2+ || Zn2+ | Zn(+)

Вертикальная линейка обозначает поверхность раздела между металлом и раствором, а две линейки - границу раздела двух жидких фаз - пористую перегородку (или соединительную трубку, заполненную раствором электролита). Магний (стандартный электродный потенциал - 2,37 В) стоит в ряду напряжений металлов левее, чем цинк, поэтому он является анодом, на котором протекает окислительный процесс:

Mgє - 2з = Mg2+ (1)

Цинк, потенциал которого - 0,763 В, - катод, т.е. электрод, на котором протекает восстановительный процесс:

Zn2+ + 2з = Znє (2)

Уравнение окислительно-восстановительной реакции, характеризующее работу данного гальванического элемента, можно получить, сложив электронные уравнения анодного (1) и катодного (2) процессов:

Mg + Zn2+ = Mg2+ + Zn

Для определения ЭДС гальванического элемента из потенциала катода следует вычесть потенциал анода. Так как концентрация ионов в растворе равна 1 моль/л, то ЭДС элемента равна разности стандартных потенциалов двух его электродов:

ЭДС = ЕєZn2+|Zn - ЕєMg2+|Mg = -0,763 - (-2,37) = 1,607 В.

Задание 2

Определите ЭДС элемента, образованного цинковым электродом, опущенным в 0,1М раствор хлорида цинка и медным электродом, опущенным в 0,1М раствор нитрата меди (II).

Решение: Схема данного гальванического элемента:

(-)Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu(+)

Электродный потенциал металла (Е) зависит от концентрации его ионов в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:

Е = Еє + lg а, где

Еє - стандартный электродный потенциал,

n - число электронов, принимающих участие в реакции,

а - активная концентрация гидратированных ионов металла в растворе, моль/л.

Вариант 1.

Е (ЭДС) = Еок. - Евост.

ЕєCu2+ | Cu = + 0,337 В (табл.)

ЕєZn2+ | Zn = - 0,763 В (табл.)

ЕZn = ЕєZn2+| Zn + lg аZn2+

Так как коэффициент активности f = 1, поэтому активную концентрацию можно заменить на молярную концентрацию См.

ЕZn = ЕєZn2+| Zn + lg СZn2+

ЕZn = - 0,763 + lg 10-1 = - 0,7925 В.

ЕСu = ЕєCu2+| Cu + lg СCu2+ = + 0,337 + 0,0295·(-0,3010) = +0,3458 В.

Е(ЭДС) = Еок. - Евосст. = ЕCu2+|Cu - ЕєZn2+|Zn = + 0,3458 - ( - 0,7925) = 1,13 В.

Вариант 2. Если количество отданных электронов равно количеству принятых (nокисл.= nвосст.), то можно использовать объединённое уравнение:

Е(ЭДС) = Е0 ок. - Е0 восст. +

Е(ЭДС) = Е0 Cu2+|Cu - ЕєZn2+|Zn +

Е(ЭДС)= + 0,337-(- 0,763)+0,059/2 lg 0,1/0,1=1,13 В

Задание 3

Вычислите ЭДС элемента при температуре 25 0С, который состоит из никелевого электрода, погруженного в 0,5 М раствор сульфата никеля, и медного электрода, погруженного в 0,2 М раствор сульфата меди. Считайте диссоциацию солей полной.

Тема «Электролиз»

Задание 1

Как идет электролиз раствора сульфата меди (II)? В течение какого времени нужно проводить электролиз такого раствора при силе тока 10 А, чтобы получить кислород объемом 4, 48 л?

Решение:

Запишем схему электролиза:

Катод (-) Р-р CuSO4 Анод (-)

Cu2+ + 2e > Cu0 Cu2+ + SO42- 2 H2O - 4e > O2 + 4H+

H2O 4H+ + 2 SO42- > 2 H2SO4

2CuSO4 + 2H2O > 2Cu + O2 + 2H2SO4

По закону Фарадея:

V=Vэ · I · t /F, где

V - объем газа, выделившегося при электролизе, л;

Vэ - молярный объем эквивалента вещества, л/моль;

I - сила тока, А;

t - продолжительность электролиза, ч или с;

F - число Фарадея, 96500 Кл/моль (если время измерено в секундах)

или 26,8 Кл/моль (если время - в часах)

t = V·F/ I· Vэ

Подставляем значения, зная, что Vэ кислорода равен 5,6 л/моль

t = 4,48 · 96500 / 10 · 5,6 = 7720 с = 2,1 ч

Задание 2

При пропускании тока через разбавленный раствор серной кислоты в течение 10 мин выделился гремучий газ объемом 652,2 мл (при температуре 18 0С и давлении 9,8·104Па). Вычислите силу тока.

Задание 3

При пропускании тока через раствор серебряной соли на катоде выделилось за 10 мин. 1 г серебра. Определите силу тока.

Решение

1 г-экв. серебра равен 107,9 г. Для выделения 1 г серебра через раствор должно пройти 96500 : 107,9 = 894 кулона. Отсюда сила тока

I = 894 / (10 * 60)? 1,5A

Тема «Аналитическая химия»

Задание 1

Определить временную жесткость воды, если на титрование 200,0 мл ее израсходовали 5,50 мл 0,1015 н. раствора НС1.

Решение:

Вариант 1

Временную жесткость определяем по формуле:

Вариант 2

Определяем нормальность раствора гидрокарбоната кальция:

1· V1 = Cн2· V2

200 · Х = 5,5 · 0,1015

Х = 0,00279 моль экв/л = 2,79 ммоль экв./л.

Задание 2

На титрование 10 мл 0,1 н раствора щавелевой кислоты пошло 10,55 мл гидроксида натри. Вычислите концентрацию раствора гидроксида натрия.

Решение:

Согласно закону пропорциональности эквивалентов:

Сн (NaOH) · V(NaOH) = Cн (H2C2O4) · V(H2C2O4)

Сн (NaOH) = Cн (H2C2O4) · V(H2C2O4) / V(NaOH)

Сн (NaOH) = 0,1 · 10/ 10,55 = 0,09478 моль/л

Задание 3

Определите молярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя в реакции

2 KMnO4 + Na2SO3 + 2 KOH = 2 K2MnO4 + Na2SO4 + H2O

Решение:

Молекулярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя определяются исходя из электронов, получаемых или отдаваемых при данной реакции одной молекулой реагирующего вещества.

Для нахождения окислительно-восстановительных молекулярных масс эквивалентов необходимо молекулярную массу соединения разделить на число электронов, отдаваемых восстановителем или приобретаемых окислителем.

Запишем полуреакции окисления и восстановления:

1. SO32- + 2OH- - 2 e = SO42- + H2O

mЭ (Na2SO3) = 126,0436/2=63,0218 г/моль

2. MnO4- + 1 e = MnO42-

mЭ (KMnO4) = 153,04/1 = 153,04 г/моль

Размещено на Allbest.ru


Подобные документы

  • Зависимость химической реакции от концентрации реагирующих веществ при постоянной температуре. Скорость химических реакций в гетерогенных системах. Влияние концентрации исходных веществ и продуктов реакции на химическое равновесие в гомогенной системе.

    контрольная работа [43,3 K], добавлен 04.04.2009

  • Основные классы неорганических соединений. Распространенность химических элементов. Общие закономерности химии s-элементов I, II и III групп периодической системы Д.И. Менделеева: физические, химические свойства, способы получения, биологическая роль.

    учебное пособие [3,8 M], добавлен 03.02.2011

  • Периодическая система химических элементов. Строение атомов и молекул. Основные положения координационной теории. Физические и химические свойства галогенов. Сравнение свойств водородных соединений. Обзор свойств соединений p-, s- и d-элементов.

    лекция [558,4 K], добавлен 06.06.2014

  • Понятие о химических элементах и простых телах, свойства химических элементов. Химические и физические свойства соединений, образуемых элементами. Нахождение точного соответствия между числами, выражающими атомные веса элементов, их место в системе.

    реферат [34,8 K], добавлен 29.10.2009

  • Определение молярной массы эквивалентов цинка. Определение концентрации раствора кислоты. Окислительно-восстановительные реакции. Химические свойства металлов. Реакции в растворах электролитов. Количественное определение железа в растворе его соли.

    методичка [659,5 K], добавлен 13.02.2014

  • Классификация химических элементов, их положение в периодической системе. Отличия элементов по степени заполнения различных электронных орбиталей (s, p, d, f) электронами. Биологическая роль исследуемых элементов и применение их соединений в медицине.

    презентация [355,5 K], добавлен 01.10.2014

  • Положение водорода в периодической системе химических элементов и особенности строения его атома. Свойства газа, распространенность и нахождение в природе. Химические реакции получения водорода в промышленности и лабораторным путем и способы применения.

    презентация [2,2 M], добавлен 13.02.2011

  • История открытия и место в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева галогенов: фтора, хлора, брома, йода и астата. Химические и физические свойства элементов, их применение. Распространённость элементов и получение простых веществ.

    презентация [656,9 K], добавлен 13.03.2014

  • Основные понятия и законы химии. Классификация неорганических веществ. Периодический закон и Периодическая система элементов Д.И. Менделеева. Основы термодинамических расчетов. Катализ химических реакций. Способы выражения концентрации растворов.

    курс лекций [333,8 K], добавлен 24.06.2015

  • Механизм реакции, реакционная способность и реакционный центр. Классификация химических реакций по конечному результату и по характеру разрыва связей. Электрофильные и нуклеофильные реагенты. Реакционная способность алканов. Электронное строение молекулы.

    презентация [809,6 K], добавлен 21.10.2013

Работы в архивах красиво оформлены согласно требованиям ВУЗов и содержат рисунки, диаграммы, формулы и т.д.
PPT, PPTX и PDF-файлы представлены только в архивах.
Рекомендуем скачать работу.