Главная Учебники - Разные Лекции (разные) - часть 31
Содержание
Задача №3 Задача №13 Задача №23 Задача №33 Задача №43 Задача №53 Задача №63 Задача №73 Задача №83 Задача №93 Рекомендуемая литература Задача № 3
Дано: m (Zn) = 1,5 кг V(Ha
) = ? Уравнение реакций: Zn + 2HCl = ZnC + H2
- По уравнению реакции количество водорода равно: N(H2
) = n(Zn) Найти количество цинка m(Zn)
M(Zn) N = N - количество вещества, моль m – масса вещества, г 1500
65 N = 23 моль N(H2
) = 23 моль Найдём объём водорода при нормальных условиях V(H2
) = N(H2
)*Vм
V – объём, л N – количество вещества Vм
– молярный объём, л/моль При нормальных условиях молярный объем любого газа равен 22,4 л/моль. V(H2
) = 23 * 22,4 = 515,2 л Ответ: V(H2
) = 515,2 л Задача № 13
Элемент № 24 – хром (Cr) Положение в периодической системе: 4 период, 6 группа, побочная подгруппа. Число протонов в ядре атома равно заряду ядра атома т.е. номеру элемента: Z = 24 Число нейтронов N равно: N = A – Z, где А - массовое число N = 53 – 24 = 28 Электронная формула элемента для внешнего и продвинутого уровня: +24
Сr …3s2
3p6
4s1
3d5
Электронная графическая формула для внешнего и продвинутого уровня: Для хрома характерен проскок электрона, для образования более устойчивой электронной конфигурации, электрон проскакивает на орбитале с более высокой скоростью. Максимальное число валентных электронов 6 они находятся на 4s, 4p и 4d – орбиталях. Хром – переходный элемент и относится к семейству d – элементов. Возможные степени окисления +2, +3, +6. Кислородные соединение хрома: Cr2
O3
, CrO3
, CrO. Cr2
O3
– оксид хрома (3) относительно к амфотерным оксидам. Cr2
O3
– нерастворимый в воде В высокодисперсном состоянии растворяется в сильных кислотах с образованием солей хрома(3): Cr2
O3
+ 6HCl- 2CrCl3
+ 3H2
O При взаимодействии с щелочами, содой и кислыми солями даёт соединение Cr3+
растворимый в воде: Cr2
O3
+ 2KOH - 2KCrO2
+ H2
O Cr2
O3
+ Na2
CO3
- 2NaCrO2
+ CO2
- Cr2
O3
+ 6 KHSO-Cr2
(SO4
)3
+ 3H2
O В присутствии сильного окисления в щелочной среде Сr2
O окисляется до хроматы: Сr2
O3
+ 3KNO3
+ 2Na2
CO3
- 2Na2
CrO4
+ 3KNO2
+ 2CO2
Сильные восстановители восстанавливают Cr2
O3
: Сr2
O3
+ 3Al-Al2
O3
+ 2 Cr CrO3
– кислотный оксид хрома (4), ангидрид хромовой и дихромовой кислот. При его растворении в воде образуется хромовая кислота (при недостатке СrO3
): CrO3
+ H2
O-H2
Cr4
O4
или дихромовая кислота (при избытке CrO3
): 2CrO3
+ H2
O-H2
Cl2
O7
CrO3
реагирует со щелочами образует хроматы: CrO3
+ 2KOH-K2
CrO4
+ H2
O В кислой среде ион CrO4
2-
превращается в ион Cr2O7
2-
. В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении: 2CrO4
2-
+ 2Н+
-Cr2
O7
2-
+ H2
O (кислотная среда) 2CrO4
2-
+ 2Н+
-Cr2
O7
2-
+ H2
O (щелочная среда) При нагревании выше 2500
С CrO3
разлагается: 4CrO3
- 2Сr2
O3
+ 3O2
- CrO3
– сильный окислитель (восстанавливается до Cr2
O3
). Окисляет йод, серу, фосфор, уголь: 4CrO3
+ 3S- 2 Cr4
O3
+ SO2
- CrO – оксид хрома (3), пирофорный(в тонкораздробленном состоянии воспламеняется на воздухе), чёрный порошок, растворяется в разбавленной соляной кислоте: CrO + 2HCl-CrCl2
+ H2
O CrO – сильный восстановитель, чрезвычайно неустойчив в присутствии влаги и кислорода: 4СrO + 3O2
- 2Cr2
O3
Гидратные соединения: Сr(OH)2
, Cr(OH)3
, H2
CrO4
, HCr2
O7
Cr(OH)2
– сильный восстановитель, переходит в соединение Сr3+
под действием кислорода воздуха: 4 Сr(OH)2
+ O2
+ 2H2
O - 4Cr(OH)3
При прокаливании в отсутствие кислорода образуется оксид хрома (2) СrO. При прокаливании на воздухе превращается в Сr2
O3
. Cr(OH)3
– нерастворимый в воде гидроксид хрома (3), обладает амфотерными свойствами Cr(OH)3
растворяется как в кислотах, так и в щелочах: 2Cr(OH)3
+ 3H2
SO4
- Cr2
(SO4
)3
+ 6H2
O Cr(OH)3
+ KOH - K[Cr(OH)4] При прокаливании Сr(OH)3
получают оксид Сr2
O3
: 2 Сr(OH)3
-Cr2
O3
+ 3H2
O 2H2
CrO4
– хромовая кислота, кислота средне силы. H2
Cr2
O7
– дихромовая кислота, более сильная Задача № 23
Дано: T = 298 K ∆ 1
H0
= 298 - ?, ∆ 1
S0
= 298 - ?, ∆ 1
G0
= 298 - ? CaCO4
= CaO + CO2
Стандартные термодинамические характеристики участков реакции: кДж Дж кДж CaCO4
CaO CO2
-1207 -635,5 -393,5 88,7 39,7 213,7 -1127,7 -604,2 -394,4 ∆ 1
H0
298
– тепловой эффект реакции при стандартной температуре. ∆ 1
S0
298
– изменение энтропии реакции при стандартной температуре. ∆ 1
G0
298
– химическое средство (изменение энергии Гиббса) при стандартной температуре. ∆ 1
H0
298
– стандартная энтальпия образования вещества при T = 298 ∆ 1
S0
298
– стандартное изменение энтропии образования вещества при T = 298 ∆ 1
G0
298
– стандартное изменение энергии Гиббса образования вещества при T = 298 ∆ 1
H0
298
= ∑∆ 1
H0
298
(продуктов реакции) – ∑∆ 1
H0
298
(исходных веществ) ∆ 1
H0
298
= (∆ 1
H0
298
(CaO) + ∆ 1
H0
298
(CO2
)) - ∆ 1
H0
298
(CaCO3
) ∆ 1
H0
298
= (-635,5 + (-393,5)) – (-1207) = -1029 + 1207 = 178 кДж Вывод: в ходе реакции поглотилось 178 кДж тепла, так как ∆ 1
H0
298
> 0 ∆ 1
S0
298
= ∑∆ 1
S0
298
(продуктов реакции) – ∑∆ 1
S0
298
(исходных веществ) ∆ 1
S0
298
= (∆ 1
S0
298
(CaO) + ∆ 1
S0
298
(CO2
)) - ∆ 1
S0
298
(CaCO3
) ∆ 1
S0
298
= (39,7 + 213,7) - 88,7 = 164 Дж/К Вывод: молекулярный беспорядок в системе увеличивается, так как ∆ 1
S0
298
> 0 ∆ 1
G0
298
= ∑∆ 1
H0
298
(продуктов реакции) – ∑∆ 1
H0
298
(исходных веществ) ∆ 1
G0
298
= (∆ 1
H0
298
(CaO) + ∆ 1
H0
298
(CO2
)) - ∆ 1
H0
298
(CaCO3
) ∆ 1
G0
298
= (-604,2 + (-394,4)) – (-1127,7) = 129,1 кДж Вывод: самопроизвольное протекание реакции невозможно, так как ∆ 1
G0
298
> 0 Задача № 33
V1
V2
T1
– T2
10 V1
– скорость реакции г – температурный коэффициент скорости реакции Вант-Гоффа V1
V2
Ответ: скорость химической уменьшается в 81 раз Задача № 43
Дано: mр-ра 1
= 300 г mр-ра 2
= 400 г щ1
= 25 % щ2
= 40 % щ3
= ? Массовая доля вещества в растворе равна: щ = * 100 % щ1
= 25 % щ = массовая доля, % mв-ва
– масса вещества mр-ра
– масса раствора Массу вещества в первм и во втором растворе найти можно по формуле: щ1
m р-ра 1
100 щ2
m р-ра 2
100 300 * 25 100 40 * 400 100 Масса вещества в растворе после смещения: mр-ра 3
= mр-ра 1
+ mр-ра 2
mр-ра 3
= 75 + 160 = 235 г Масса полученного раствора равна: mр-ра 3
= mр-ра 1
+ mр-ра 2
mр-ра 3
= 300 + 400 = 700 г Массовая доля вещества в полученном растворе равна: mв-ва 3
mр-ра 3
235 700 Ответ: щ3
= 33,6 % Задача № 53
HF + KOH = KF + H2
O HF, H2
O – слабые электролиты KOH, KF – сильные электролиты, диссоциируют на ионы в растворе HF + OH = F + H2
O – уравнение в сокращённой ионно-молекулярной форме Задача № 63
Гидролиз по катиону: В гидролизе применяют участие ионы железа (3). рН < 7, кислая среда Задача № 73
Cu + H2
SO4
(конц.) -CuSO4
+ 2H2
O + SO2
окислитель - Н2
SO4
восстановитель - Сu Задача № 83
AgNO3
0,1 M AgNO3
0,01 M Для расчёта потенциала электродов используют уравнение Нернcта: 0,059
n Еок/вос
= Еок/вос
+ = lgC Еок/вос
- электродный потенциал, В Е0
ок/вос
– стандартный электродный потенциал , В n – число электронов принимающих участие в процессе С – концентрация ионов металла в растворе, М ок – окислительная форма иос – восстановительная форма Е0
Ag
+
/Ag
= 0,80 B 0,059
1 ЕAg
+
/Ag
= 0,80 + lg 0,1 = 0,741 B 0,059
1 ЭДС гальванического элемента разности электродных потенциалов катода и анода. Катодом будит служить электрод с более положительным электродным потенциалом, а анодом – электрод с более отрицательным потенциалом. ЭДС = Е (катода) – Е (анода) = 0,741 – 0,682 = 0,059 В Задача № 93
K3
[Fe(CN)6
] – гексацианоферрат (3) калия Центральный атом: Fe Лиганды: CN-
Координальное число: 6 Ионы внешней среды: К+
Заряд центрального атома: 3+ Заряд комплексного иона: 3- Уравнение первичной диссоциации: Уравнение полной вторичной диссоциации: Выражение для константы неустойчивости: [
Fe3+
][
CN-
]6
[[Fe(CH)6
]3-
] Кн
= [ ] – равновесные концентрацииводород хром реакция гидролиз Источники
Н.Л. Глинка «Задачи и упражнения по общей химии» Н.В. Коровин. Общая химия. М., Высшая школа
|