Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
|
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ МОСКОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ТЕХНОЛОГИЙ И УПРАВЛЕНИЯ имени К.Г.Разумовского Кафедра Неорганической химии Методические указания и контрольная работа дисциплины Основы общей и неорганической химии по направлению подготовки бакалавров 260100 для студентов заочной формы обучения Москва – 2011 |
Обсуждено и одобрено на заседании кафедры «Неорганическая химия» Московского государственного университета технологий и управления (протокол № 2011г.).
Утверждена на заседании Совета института «Технологии пищевых продуктов» Московского государственного университета технологий и управления (протокол. 2011г.).
Составители:
Соловьева Екатерина Николаевна – старший преподаватель кафедры «Химия» Российского заочного института текстильной и легкой промышленности
Неделькин Владимир Иванович - доктор химических наук, профессор кафедры «Химия» Российского заочного института текстильной и легкой промышленности
Силкина Татьяна Александровна - кандидат химических наук, доцент кафедры «Химия» Российского заочного института текстильной и легкой промышленности
Чернова Наталья Сергеевна - кандидат химических наук, доцент кафедры « Аналитическая химия» Московского государственного университета технологий и управления
Рецензенты:
Крашенинникова Ирина Геннадьевна – доктор технических наук, профессор кафедры «Технология продуктов питания и экспертиза товаров»
Зачернюк Борис Александрович - кандидат химических наук, доцент кафедры «Химия» Российского заочного института текстильной и легкой промышленности
Соловьева Е.Н., Неделькин В.И., Силкина Т.А. Чернова Н.С.
Неорганическая химия: Методические указания и контрольные работы – М.: МГУТУ, 2011. – с.
Методические указания и контрольные работы дисциплины «Общая и неорганическая химия» базовой части математического и естественнонаучного цикла учебного плана составлены в соответствии с Государственным образовательным стандартом высшего профессионального образования для подготовки бакалавров по направлению 260100.
Методические указания и контрольные работы предназначены для студентов заочной формы обучения.
©Московский государственный университет технологий и управления, 2011.
109004, Москва, Земляной вал, 73
© Соловьева Е.Н., Неделькин В.И., Силкина Т.А. Чернова Н.С.
Методические указания к выполнению
контрольной работы
Основная часть времени, необходимого для изучения дисциплины, отводится на самостоятельную работу студентов до вызова их на сессию.
Контроль самостоятельной работы студентов осуществляется путем проверки преподавателем контрольной работы.
Контрольная работа выполняются до начала сессии и передаются преподавателю для проверки до начала лабораторных работ.
Задачи контрольной работы студенты выбирают в зависимости от номера варианта. Номер варианта определяется по последней цифре шифра зачетной книжки.
Решение задач и ответы на вопросы должны быть обоснованы с использованием основных теоретических положений.
Контрольная работа выполняется в отдельной тетради. Номера и условия задач переписываются в порядке, указанном в контрольной работе. В конце работы приводится список использованной литературы. Работа подписывается студентом и представляется для рецензирования.
Если контрольная работа не зачтена, то неверно решенные задачи исправляются в этой же тетради на чистых листах. Контрольная работа, выполненная не по своему варианту, не рецензируется и не засчитывается.
Моль, эквивалент. Молярные массы эквивалентов веществ. Закон эквивалентов.
Пример. Определите молярные массы эквивалентов фтора, углерода и фосфора в соединениях: HF, CH4, PH3.
Решение. Поскольку эквивалент элемента (Э) – это такое его количество, которое соединяется с одним молем атомов водорода или замещает то же количество водорода в химических реакциях, эквиваленты фтора, углерода и фосфора в этих соединениях равны соответственно 1, 1/4 и 1/3 моля. Тогда молярные массы эквивалентов: mэ (F) = 1∙19 = 19 г/моль;
mэ (C) = 1/4 ∙ 12 = 3 г/моль; mэ (P) = 1/3 ∙ 31 = 10,33 г/моль
Строение атома
Пример. Сколько протонов и нейтронов содержат ядра изотопов 5525Мn и 5425Мn? Составьте электронную формулу атома марганца, распределите электроны по квантовым ячейкам. Укажите валентности и степени окисления марганца в нормальном и возбужденном состоянии. К какому электронному семейству относится этот элемент?
Решение. Порядковый номер элемента в периодической системе совпадает с величиной заряда ядра, т.е. индекс внизу слева символа элемента указывает на количество протонов в ядре, следовательно, в ядрах изотопов марганца имеется 25 протонов. Число нейтронов равняется разности между массовым числом (индекс вверху слева символа) и порядковым номером элемента, следовательно, в ядрах изотопов марганца находится следующее число нейтронов:
5525Мn 55 - 25 = 30 (n); 5425Мn 54 - 25 = 29 (n).
Электронные формулы отображают распределение электронов в атоме по энергетическим уровням и подуровням. При этом согласно правилу Клечковского, последовательность размещения электронов по атомным орбиталям (АО) в невозбужденном атоме должна отвечать наибольшей связи их с ядром, т. е. электрон должен обладать наименьшей энергией. Электроны заполняют уровни и подуровни в следующей последовательности (шкала энергий):
1s2 → 2s2 → 2p6 → 3s2 → 3p6 → 4s2 → 3d10 → 4p6 → 5s2 → 4d10 → 5p6 → 6s2 → 5d1 → 5f14 → 5d2-10 → 6p6 → 7s2 → 6d1 → 5f14 → 6d2-10 → 7p6
Так как число электронов в атоме элемента равно заряду его ядра, т. е. порядковому номеру в таблице Л. И. Менделеева, то для элемента № 25 – марганца, электронная формула согласно шкале энергий, имеет вид:
25Мn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5
Электронографические схемы отражают распределение электронов атомов по квантовым ячейкам (энергетическим ячейкам). По принципу Паули, в атоме не может быть двух и более электронов, имеющих одинаковый набор всех четырех квантовых чисел. Так как АО характеризуется тремя квантовыми числами «n, l, ml», то на ней могут находиться не более двух электронов с противоположными спинами. Причем, по правилу Гунда, при данном значении l - электроны располагаются так, что суммарное спиновое число их ∑ms максимально, т. е. орбитали в пределах данного подуровня заполняются сначала по одному электрону в квантовой ячейке, а затем по мере заполнения орбиталей – по второму электрону с противоположным спином.
25Mn
s p d f
|
↑↓ |
|||||||||||||||
|
↑↓ |
↑↓ |
↑↓ |
↑↓ |
||||||||||||
|
↑↓ |
↑↓ |
↑↓ |
↑↓ |
↑ |
↑ |
↑ |
↑ |
↑ |
|||||||
|
↑↓ |
В нормальном, невозбужденном состоянии на d – подуровне атома марганца имеется 5 неспаренных электронов, при возбуждении атома один из s – электронов 4 – го уровня переходит на p – подуровень, и число валентных электронов увеличивается до 7. Таким образом, для марганца равновероятными представляются все положительные степени окисления от +1 до +7 (валентности от I до VII). Последний, 25-ый электрон атома марганца поступает на d – орбиталь, следовательно, марганец относится к d – электронному семейству.
Периодический закон Д. И. Менделеева и строение атома
Пример. Исходя из положения металла в периодической системе, укажите, какой из двух гидроксидов более сильное основание – Са(ОН)2 или Ва(ОН)2?
Решение. Металлы 20Са и 56Ва находятся в главной подгруппе 2 – ой группы Периодической системы. Мерой металлических свойств служит энергия ионизации – энергия, необходимая для отрыва электрона от атома. В главных подгруппах энергия ионизации сверху вниз уменьшается, т.к. с увеличением порядкового номера элемента увеличивается радиус атомов и уменьшается сила взаимодействия внешних электронов с ядром. Следовательно, величина энергии ионизации атома 56Ва меньше величины энергии ионизации атома 20Са, металлические свойства возрастают от Са к Ва.
Так как с увеличением ионного радиуса связь иона с гидроксильной группой ослабевает, можно сделать вывод, что диссоциация Ва(ОН)2 протекает в большей степени, чем Са(ОН)2, и основные свойства гидроксидов увеличивается от Са(ОН)2 к Ва(ОН)2. Следовательно, Ва(ОН)2 более сильное основание, чем Са(ОН)2.
Химическая связь
Пример. Что такое гибридизация атомных орбиталей? Как метод ВС объясняет треугольное состояние молекулы BF3? Приведите схему перекрывания электронных облаков.
Решение. В образовании химических связей могут участвовать атомные орбитали с различными конфигурациями и энергиями электронных облаков одного и того же атома. Согласно теории гибридизации атомных орбиталей (электронных облаков), происходит смешение орбиталей различной конфигурации и энергии. Вместо неравноценных орбиталей образуются равноценные гибридные орбитали, имеющие одинаковую энергию и конфигурацию орбиталей.
Электронная формула бора 5B: 1s2 2s2 2p1
Валентность бора в невозбужденном состоянии равна единице. При возбуждении атома бора спаренные s – электроны разъединяются в свободные ячейки p – подуровня, валентность становится равной трем.
5B 5B*
|
↑↓ |
|||
|
↓ |
↓ |
↓ |
s р s р
|
↑↓ |
|||
|
↑↓ |
↓ |
Смешение одной s - и двух p – орбиталей приводит к образованию трех гибридных sp2 – орбиталей, расположенных под углом 120○ друг к другу (sp2- гибридизация).
|
|
––® |
|
s + 2p sp2
Таким образом, при взаимодействии атома бора с тремя атомами фтора образуется молекула, имеющая форму плоского треугольника:
F F
В
|
F
Химическая кинетика
Пример. Как изменится скорость прямой и обратной реакции
N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г), если объем газовой смеси уменьшить в два раза? В какую сторону сместится равновесие системы?
Решение. Примем обозначения: [N2] = a, [H2] = b, [NH3] = c - концентрации веществ до изменения объема. Согласно закону действующих масс: Vпр. = k ∙a∙ b3; Vобр. = k ∙ c2. Вследствие уменьшения объема в два раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в два раза. Следовательно, V'пр. = k ∙(2a) ∙(2b)3 = 16 k ∙a ∙b3, V'обр. = k ∙(2c)2 = 4 k ∙с2.
Отсюда: V'пр / Vпр = 16 k ∙a ∙ b3 / k ∙ a ∙ b3 = 16. V'обр / Vобр = 4 k ∙с2 / k ∙c2 = 4.
Равновесие системы сместилось в сторону образования аммиака.
Энергетика химических процессов и химическое сродство
Пример. Газообразный этиловый спирт можно получить при взаимодействии этилена C2H4(г) и водяных паров. Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив ее тепловой эффект. Сколько теплоты выделится, если в реакцию вступило 10 л этилена (н.у.)?
Решение. Составим термохимическое уравнение реакции:
C2H4(г) + H2O(г) = С2H5OH(г) ∆H = ?
Необходимое значение теплового эффекта реакции вычислим, применив следствие из закона Гесса:
∆Hx.p. = ∆H(C2H5OH) - ∆H(C2H4) - ∆H(H2O)
Подставим значения ∆Н из справочных данных по стандартным теплотам (энтальпиям) образования ∆Нº298 веществ:
∆Hx.p = -235,31 – 52,28 – (-241,84) = -45,76 кДж.
Один моль газообразных веществ при н.у. занимает объем 22,4 л (следствие из закона Авогадро). Составим пропорцию:
22,4 л С2Н4 выделяют 45,76 кДж
10 л С2Н4 выделяют (x) кДж
Отсюда: при вступлении в реакцию 10л этилена выделяется 20,43 кДж теплоты.
Пример. Составьте молекулярные уравнения реакций, выраженных следующими ионно – молекулярными уравнениями:
а) Ca 2+ + CO 2-3 = CaCO3
б) HCO-3 + OH- = CO2-3 + H2O
в) 2H+ + S2- = H2S↑
Решение. При составлении молекулярных уравнений для соответствующих ионно – молекулярных необходимо помнить, что формулы слабых электролитов, осадков и газов пишут в ионных уравнениях в молекулярной форме. Следовательно, если в левой части ионно – молекулярных уравнений указаны свободные ионы, которые образуются при диссоциации сильных электролитов, то при составлении молекулярных уравнений следует исходить из соответствующих растворимых сильных электролитов. Например, наличие катионов кальция и карбонат – анионов говорит о том, что взаимодействуют два сильных электролита – растворимые соли, состав которых может быть весьма разнообразным, т.е. одному ионно – молекулярному уравнению может соответствовать несколько молекулярных уравнений.
а) CaCl2 + K2CO3 = CaCO3↓ + 2KCl
б) KHCO3 + KOH = K2CO3 + H2O
в) 2HCl + K2S = H2S↑ + 2KCl
Гидролиз солей
Пример. Составьте ионные и ионно – молекулярные уравнения гидролиза солей: a) KNO2; б) Na2CO3; в) NH4Cl; г) ZnCl2; д) FeCl3 + K2CO3.
Решение. а) Рассмотрим гидролиз нитрита калия. При растворении в воде KNO2 диссоциирует на ионы K+ и NO-2. соль образована слабой кислотой НNO2 и сильным основанием KOH. Следовательно, гидролиз идет по аниону слабой кислоты HNO2. Ионы NO-2 связывают водородные ионы воды, образуя слабодиссоциирующие молекулы HNO2. Ионы калия не связывают гидроксильных ионов воды, т.к. KOH – сильное основание:
KNO2 ↔ K+ + NO2-
NO2- + HOH ↔ HNO2 + OH-
KNO2 + H2O ↔ HNO2 + KOH
Накопление гидроксид - ионов обусловливает щелочную реакцию среды (pH>7)
б) Соли, образованные многоосновной слабой кислотой и сильным основанием, также гидролизуются по аниону, но ступенчато, в основном по первой ступени с образованием кислой соли и основания. Практически до образования слабой кислоты гидролиз не доходит. Так, Na2CO3 диссоциирует на ионы Na+ и CO3 2-. Ионы CO3 2- связываются с водородными ионами воды в ион HCO3- , а не в молекулы H2CO3, т.к. ионы HCO3- диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы H2CO3:
Na2CO3 ↔ 2Na+ + CO3 2-
CO3 2- + HOН ↔ HCO3- + OH- ; pH >7
Na2CO3 + H2O ↔ NaHCO3 + NaOH.
в) NH4Cl – соль однокислотного слабого основания и сильной кислоты, следовательно, гидролиз идет по катиону:
NH4Cl ↔ NH4+ + Cl-
NH4+ + HОН ↔ NH4OH + H+ ; pH<7
NH4Cl + H2O ↔ NH4OH + HCl
г) ZnCl2 – соль слабого многокислотного основания и сильной кислоты, гидролизуется ступенчато, в основном, по первой ступени с образованием основной соли и кислоты:
ZnCl2 ↔ Zn2+ +2 Cl-
Zn2+ + HОН ↔ ZnOH+ + H+ ; pH<7
ZnCl2 + H2O ↔ ZnOHCl + HCl
Образование молекулы Zn (OH)2 не происходит, т.к. ионы ZnOH+ являются более слабым электролитом, чем молекулы Zn(OH)2.
д) Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются по катиону и аниону, их ионы одновременно связывают ионы H+ и OH-. Гидролиз идет глубоко. Реакция среды зависит от относительной силы образующейся кислоты и основания и чаще всего близка к нейтральной. Следовательно, соль FeCl3 гидролизуется по катиону, а K2CO3 – по аниону.
Fe3+ + HОН ↔ FeOH2+ + H+
CO3 2- + HОН ↔ HCO3- + OH-
Если растворы солей находятся в одном сосуде, то идет взаимное усиление гидролиза каждой из них, ибо ионы H+ и OH- образуют молекулы слабого электролита H2O. При этом гидролитическое равновесие сдвигается вправо, и гидролиз каждой из взятых солей идет до конца с образованием, соответственно, Fe(OH)3 и CO2 (H2CO3). Ионно – молекулярное и молекулярное уравнение имеет вид:
2Fe3+ + 3CO3 2- + 3H2O ↔ 2Fe(OH)3 + 3CO2
2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O ↔ 2Fe(OH)3 + 3CO2 + 6NaCl
Такие соли, как Fe2S3, Al2S3, Al2(CO3)3, как правило, в водных растворах не существуют – они полностью гидролизуются:
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S.
Окислительно - восстановительные реакции
Пример. На основе электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по следующей схеме:
Mg + HNO3 → Mg(NO3)2 + H2O + N2O
Решение. Коэффициенты расставляют при помощи метода электронного баланса: составляют электронные уравнения, которые отражают изменения степеней окисления восстановителя и окислителя.
Степень окисления магния (простое вещество) равна нулю, в соли Mg(NO3)2 равна +2. Степень окисления азота в молекуле азотной кислоты равна +5, а в гемиоксиде азота +1.
Электронные уравнения:
2׀ Mg0 - 2ē = Mg +2 окисление, восстановитель
1׀ N+5 + 4ē = N+1 восстановление, окислитель
Получили коэффициенты 2 и 1, однако в правой части азот входит в состав оксида N2O: если коэффициенты нечетные, а в результате реакции получена двухатомная молекула вещества или молекула, содержащая два атома данного элемента, то коэффициенты следует удвоить:
4׀ Mg0 - 2ē = Mg +2
2׀ N+5 + 4ē = N+1
Полученные коэффициенты следует перенести в уравнение реакции:
4Mg + 10HNO3 → 4Mg(NO3)2 + 5H2O + N2O
Электродные потенциалы. Коррозия металлов
Пример. Увеличится, уменьшится или останется без изменения масса железной пластинки, опущенной в растворы CuSO4, CaSO4? Почему? Напишите молекулярное и электронные уравнения реакций.
Решение. Стандартный электронный потенциал кальция Еº (Ca2+/Caº) = -2, 87 В, тогда как стандартный электродный потенциал железа Еº (Fe2+/Feº) = -0, 44 В, следовательно, железо не может вытеснить кальций из раствора соли кальция, реакция не идет, масса железной пластинки не изменится. Поскольку стандартный электронный потенциал меди Еº (Cu2+/Cuº) = + 0,34 В, т. е. больше, чем у железа, то реакция произойдет.
Электронные уравнения:
Feº - 2ē = Fe 2+ окисление, восстановитель
Cu 2+ + 2ē = Cuº восстановление, окислитель
Уравнение реакции имеет вид: Fe + CuSO4 = Cu + FeSO4.
При сравнении эквивалентных масс железа и меди получаем:
mэ = 64∙ 1/2 = 32 г/моль – молярная масса эквивалента меди,
mэ = 56∙1/2 = 28 г/моль – молярная масса эквивалента железа,
где: 1/2 – величины эквивалентов меди и железа в данной химической реакции.
Следовательно, масса железной пластинки при осаждении на нее атомов меди увеличивается.
Пример. Определите молярность, нормальность и моляльность 10% раствора серной кислоты плотностью 1,07 г/см3 .
Решение. Исходя из определения молярности и нормальности, необходимо найти количество серной кислоты в 1 дм 3 .
Определяем массу 1 дм 3 раствора H2SO4: m = 1, 07∙ 1000 = 1070 г.
Массу серной кислоты находим из пропорции:
В 100г раствора – 10 г H2SO4 (из определения С%)
В 1070 г раствора – x г H2SO4
x = 107 г.
Молярная масса серной кислоты равна 98 г/моль. Эквивалент серной кислоты равен 1/2 моля (кислота двухосновная), следовательно молярная масса эквивалента составляет: mэ = 98∙1/2 = 49 г/моль.
Определяем молярную концентрацию: cм = m1/ M ∙V;
Cм=107/1∙98 = 1, 09 моль/л (1, 09 М)
Определяем молярную концентрацию эквивалента серной кислоты в растворе:
Сн = m / mэ∙ V ; сн=107/ 1 ∙ 49 = 2,18 моль/л (2, 18 н.)
Определяем моляльную концентрацию: по определению в каждых 100 г раствора содержится 10 г растворенного вещества и 90 г растворителя (воды).
cm = m1 ∙ 1000 / M ∙ m2 ; cm =10 ∙ 1000/ 98 ∙ 90 = 1, 13 моль/ кг
Химия элементов
Пример 1. Составьте уравнение реакций, которые необходимо провести для осуществления следующих превращений: K→ KH→ KOH → KClO3→ KHCO3. К окислительно - восстановительным реакциям составьте электронные уравнения, к обменным – ионно–молекулярные.
Решение. Калий восстанавливает водород: 2K + H2 = 2KH
Электронные уравнения:
2 |Kº - ē = K+ окисление, восстановитель
1 |Hº2 + 2ē = 2H+ восстановление, окислитель
При взаимодействии гидридов с водой образуется щелочь и водород. 2KH + H2O = 2KOH = H2
Электронные уравнения:
H-1 – ē = Hº окисление, восстановитель
H+ +ē = Hº восстановление, окислитель
Для получения гипохлорита калия газообразный хлор пропускают через холодный раствор KOH:
Cl2 + 2KOH (хол.) = KClO + KCl + H2O
Электронные уравнения:
1| Cl20 + 2ē = 2Cl- восстановление, окислитель
1| Cl20 - 2ē = 2Cl+ окисление, восстановитель
Во влажной среде гипохлорит калия в атмосфере углекислого газа превращается в гидрокарбонат калия:
KClO + CO2 + H2O = KHCO3 + HClO
Ионно – молекулярное уравнение (сокращенное):
ClO- + CO2 + H2O = HCO3- + HClO
Пример 2. Почему сернистая кислота способна к реакции диспропорционирования? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, протекающей по схеме: H2SO3 → H2SO4 + H2S.
Решение. В сернистой кислоте Н2SO3 сера имеет промежуточную степень окисления +4, поэтому данная кислота способна к реакции диспропорционирования. Определяем степени окисления серы в сернистой, серной и сероводородной кислотах и составляем электронные уравнения:
3| S +4 – 3ē = S+6 окисление, восстановитель
1| S +4 + 6ē = S-2 восстановление, окислитель
Исходя из электронных уравнений, подбираем коэффициенты для уравнения реакции: 4H2SO3 → 3H2SO4 + H2S.
КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА
Вариант 1
1. Определите эквивалент и молярную массу эквивалента серной кислоты в реакциях: H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O; H2SO4 (разб.) + Zn = ZnSО4 + Н2.
2. Сколько протонов и нейтронов содержат ядра изотопов 1632S и 1633S? Составьте электронную формулу данного атома, распределите электроны по квантовым ячейкам, укажите валентности и степени окисления атома в нормальном и возбужденном состояниях. К какому электронному семейству относится этот элемент?
3. Приведите современную формулировку Периодического закона Д.И.Менделеева. Почему Li, Na, K, Rd, Cs, Fr составляют 1 главную подгруппу, а С, Si, Ge, Sn, Pb - 4 главную подгруппу элементов? Ответ мотивируйте строением внешних энергетических уровней атомов соответствующих элементов.
4. Что такое насыщаемость ковалентной связи? Распределите электроны внешнего энергетического уровня атома хлора по квантовым ячейкам. Как объясняет спиновая теория наличие у хлора нечетной переменной валентности?
5. Исходные концентрации оксида углерода и паров воды равны 0, 05 моль/л. Вычислите равновесные концентрации СO, Н2O и Н2 в системе:
СO + Н2O ↔ CO2 + H2, если равновесная концентрация СО2 равнялась 0, 01 моль/дм3. Вычислите константу равновесия.
6. Вычислите G0298 для реакции: 2СО(г) + О2(г) = 2СО2 (г). Вычисления сделайте на основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ.
7. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций:
a) Na2S + HCl; б) BaCl2 + H2SO4; в) HCl + NH4OH; г) H2SO3 + NaOH.
Укажите, какие из этих реакций протекают необратимо и почему?
8. Почему растворы Na2SО3 и СН3СООK имеют щелочную, а растворы (NH4)2SО4 и AlCl3 кислую реакцию? Ответ подтвердите ионно-молекулярными уравнениями гидролиза.
9. Исходя из степени окисления марганца в соединениях KMnO4, Mn и MnO2 определите, какое из них может быть только восстановителем, только окислителем или проявлять окислительно - восстановительную двойственность. На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, протекающей по схеме:
Cl2 + KOH(гор.) KCl+ KClO3 + H2O
10. Какое вещество и в каком количестве взято в избытке, если к 5 см3 5% -ного раствора Н2SO4 плотностью 1,32 г/см3 прибавили 50 см3 одномолярного раствора KОH ?
11. Напишите уравнения реакций, которые необходимо провести для осуществления следующих превращений:
Са Ca(OH)2 СаСО3 Са(НСО3)2 СаСО3
К окислительно-восстановительным реакциям составьте электронные уравнения, к обменным реакциям - ионно-молекулярные.
Вариант 2
1. Определите молярную массу эквивалента металла, зная, что для полного растворения 8,16 г этого металла потребовалось 20 г серной кислоты, молярная масса эквивалента которой 49 г/моль.
2. Сколько протонов и нейтронов содержат ядра изотопов 2042Са и 2040Са? Составьте электронную формулу этого атома, распределите электроны по квантовым ячейкам. Укажите валентности и степени окисления атома в нормальном и возбужденном состояниях. К какому электронному семейству относится этот элемент?
3. Что такое сродство к электрону? Как изменяется окислительная активность элементов в рядах N, O, F и I, Br, Cl, F? Ответ мотивируйте строением атомов данных элементов.
4. Какую химическую связь называют ионной? Каков механизм ее образования? Какие свойства ионной связи отличают ее от ковалентной? Приведите три примера типично ионных соединений.
5. Реакция идет по уравнению: 2NO + O2 = 2NO2. Концентрация исходных веществ: [NO] = 0,02 моль/дм3, [O2] = 0,03 моль/дм3. Как изменится скорость прямой реакции, если увеличить концентрацию О2 до 0, 10 моль/дм3 и концентрацию NO до 0,05 моль/дм3?
6. Горение ацетилена протекает по уравнению:
C2H2(г) + 5/2О2 (г) = 2СО2 (г) + Н2O(г). Исходя из значений Н0298 и S0298 соответствующих веществ, вычислите G0298 данной реакции.
7. К растворам каждого из веществ: H2S, CuCl2, Аl(ОН)3, HCl прибавили избыток гидроксида натрия. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения соответствующих соединений.
8. Какую реакцию среды имеют растворы солей: NaBr, KNO2, NaClO3, Cr(NO3)3? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций гидролиза.
9. На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнениях реакций, протекающих по схеме:
а) K2MnO4 + Cl2 KMnO4 + КCl
б) Р + HIО3 + H2O H3PO4 + HI
10. Смешали 100 см3 20%-ного раствора НNOЗ (плотность 1, 12 г/см3) и 500 см3 9%-ного раствора НNOЗ (плотность 1, 05 г/см3). Определите процентную концентрацию полученного раствора.
11. Напишите уравнения реакций, которые необходимо провести для осуществления следующих превращений:
Na Na2O2 NaOH NаНСО3
К окислительно-восстановительным реакциям составьте электронные уравнения, к обменным реакциям - ионно-молекулярные.
Вариант 3
1. Определите эквивалент и молярную массу эквивалента тригидроксида алюминия в реакциях:
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + ЗН2О
Al(OH)3 + 2HCl = AlOHCl2 + 2Н2О
Al(OH)3 + HCl = Al(OH)2Cl + Н2О
2. Сколько протонов н нейтронов содержат ядра изотопов 2656Fe и 2654Fe? Составьте электронную формулу этого атома, распределите электроны по квантовым ячейкам. Укажите валентности и степени окисления атома в нормальном и возбужденном состояниях. К какому электронному семейству относится этот элемент?
З. Назовите высшие степени окисления титана и германия, хрома и селена, хлора и марганца. Составьте формулы оксидов и гидроксидов данных элементов, отвечающих высшим степеням окисления. К каким электронным семействам принадлежат эти элементы?
4. Что такое направленность ковалентной связи? Объясните, почему молекула BF3 имеет симметричную треугольную форму?
5. Приведите формулировку закона действующих масс. Определите, как изменится скорость гетерогенной реакции:
С(графит) + 2N2О(г) = CО2(г) + 2N2 (г)
при увеличении концентрации гемоксида азота в 4 раза?
6. При какой температуре наступит равновесие системы:
4HCl(г) + О2 (г) 2Н2О(г) + 2Сl2 (г), Н0298 = -114,42 кДж.
Что в этой системе является более сильным окислителем - хлор или кислород, и при каких температурах?
7. Составьте молекулярные уравнения реакций, которым соответствуют ионно-молекулярные уравнения:
Cu2+ + H2S = CuS + 2H+; Mg2+ + CO32- = MgCO3 ; NH4+ + OH- = NH4OH
8. Какие значения рН имеют растворы солей: NH4NO3 , Na2S, Al(NO3)3, КCl?
Ответ подтвердите ионно-молекулярными и молекулярными уравнениями гидролиза этих солей.
9. На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, протекающей по схеме:
а) Cu + H2SO4(конц) СuSO4 + SО2 + H2O
б) NH4NO3 N2O + H2O
10. Смешали 100 см3 50%-ного раствора H2SO4 (плотность 1,40 г/см3) и 100 см3 10%-ного раствора H2SO4 (плотность 1,07 г/см3). Смесь разбавили водой до 2 л. Определите молярную и нормальную концентрации полученного раствора.
11. Напишите уравнения реакций, которые необходимо провести для осуществления следующих превращений:
Ag AgNO3 AgCl [Ag(NH3)2]Cl AgCl
К окислительно-восстановительным реакциям составьте электронные уравнения, к обменным реакциям - ионно-молекулярные.
Вариант 4
1.Определите массу оксида двухвалентного металла, которая пошла на реакцию с 5,6 дм3 водорода, если молярная масса эквивалента оксида металла 39, 77 г/моль.
2. Сколько протонов и нейтронов содержат ядра изотопов 1123Na и 1124Na? Составьте электронную формулу этого атома, распределите электроны по квантовым ячейкам. Укажите валентности и степени окисления атома в нормальном и возбужденном состояниях. К какому электронному семейству относится этот элемент?
З. Какие низшие и высшие степени окисления проявляют фосфор, кремний, кислород и фтор? Почему? К какому электронному семейству принадлежат эти элементы? Составьте формулы водородных и высших кислородных соединений этих элементов. Назовите каждое из этих соединений.
4. Какую ковалентную связь называют - и - связью? Разберите, сколько - и - связей в молекуле азота. Приведите схему перекрывания электронных облаков в этой молекуле.
5. Реакция идет по уравнению: 2NO + O2 = 2NO2. Концентрация исходных веществ: [NO] = 0,03 моль/л, [O2] = 0,05 моль/л. Как изменится скорость реакции, если увеличить концентрацию О2 до 0, 10 моль/л и концентрацию NO до 0, 06 моль/л?
6. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите G0298 реакции:
C2H4(г) + 3O2(г) = 2СО2(г)+ 2Н2О(г).
7. Подберите по два молекулярных уравнения для реакций, которые выражаются следующими ионно-молекулярными уравнениями:
Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2; Ba2+ + SO42- = BaSO4
8. Какую реакцию имеют растворы солей NaCN, K2CO3, Zn(NО3)2, СuSО4? Ответ подтвердите ионно-молекулярными и молекулярными уравнениями гидролиза этих солей.
9. На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнениях реакций, протекающих по схеме:
а) Zn + HNO3(очень разб.) Zn(NO3)2 + H2O + NH4NO3
б) Cl2 + KOH(хол.) КCl + КClO + H2O
10. Вычислите молярную, нормальную, моляльную концентрации и титр 49%-ного раствора НЗРО4 (плотность 1, 33 г/см3).
11. Напишите уравнения реакций, которые необходимо провести для осуществления следующих превращений:
P Ca3P2 PH3 P2O5 H3PO4
К окислительно-восстановительным реакциям составьте электронные уравнения, к обменным реакциям - ионно-молекулярные.
Вариант 5
1. Масса 2 ∙ 10-3 м3 газа (н.у.) равна 2,35 г. Вычислите относительную молекулярную массу газа и массу одной молекулы газа.
2. Сколько протонов и нейтронов содержат ядра изотопов 816О и 818О? Составьте электронную формулу этого атома, распределите электроны по квантовым ячейкам. Укажите валентности и степени окисления атома в нормальном и возбужденном состояниях. К какому электронному семейству относится этот элемент?
З. Как влияет повышение степени окисления элемента на свойства образуемых им оксидов и гидроксидов? Исходя из этого, объясните, как меняются химические свойства оксидов MnO, MnO2, Mn2O7 и гидроксидов Мn(ОН)2, Мn(ОН)4, НMnO4?
4. Что такое гибридизация атомных орбиталей? Как метод валентных связей (ВС) объясняет линейное строение молекулы ВeCl2? Приведите схему перекрывания электронных облаков.
5. В каких единицах измеряется скорость химических реакций? Каким законом выражается зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ? Во сколько раз возрастет скорость химической реакции при повышении температуры с 20 до 400С? Температурный коэффициент скорости реакции = 3.
6. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите G0298 реакции:
CO(г) + H2O(ж) = CO2(г) + H2(г)
Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?
7. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций, протекающих при смешивании растворов: Ca(ОH)2 и FeCl2; CH3COOH и KOH; СаCO3 и HCl; CrCl3 и избыток КОН.
8. Какое значение рН имеют растворы солей Na3РО4, ZnSО4, Аl2(SО4)3? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
9. Исходя из степени окисления серы в соединениях H2SO4, H2SO3, H2S определите какое из них может быть только окислителем, только восстановителем или проявлять окислительно-восстановительную двойственность? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, протекающей по схеме:
S + HNO3 H2SO4 + NO
10. К 25 см3 96%-ной H2SO4 (плотность 1,84 г/см3) прибавили 100 см3 воды. Рассчитайте процентную, нормальную и молярную концентрации полученного раствора, если его плотность равна 1, 23 г/см3.
11. Напишите уравнения реакций, которые необходимо провести для осуществления следующих превращений:
S H2S SО2 NаНSО3
Вариант 6
1. Какой объем занимает 3,17г хлора при нормальных условиях?
2. Сколько протонов и нейтронов содержат ядра изотопов 1327Al и 1326Al? Составьте электронную формулу этого атома, распределите электроны по квантовым ячейкам. Укажите валентности и степени окисления атома в нормальном и возбужденном состояниях. К какому электронному семейству относится этот элемент?
3. Приведите современную формулировку периодического закона Д.И. Менделеева. Какие низшую и высшую степени окисления проявляют йод, мышьяк, углерод, сера? Почему? Составьте формулы соединений данных элементов, отвечающих этим степеням окисления.
4. Какую химическую связь называют координационной или донорно- акцепторной? Разберите строение комплексного иона [BF4]- укажите донор, акцептор.
5. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе:
2CO + O2 2CO2 составляли соответственно [O2] = 0, 06 моль/дм3, [СО] =
0, 04 моль/дм3, [СO2] = 0, 02 моль/дм3. Вычислите константу равновесия и исходные концентрации оксида углерода и кислорода.
6. Вычислите тепловой эффект и напишите термохимическое уравнение реакции горения 1 моля метана, в результате которой образуются пары воды и диоксида углерода.
7. Сливают растворы: a) BaCl2 и Na2CO3, б) HCl и NaОН, в) избыток КОН и Рb(NO3)2, г) NaHCO3 и NaOH. В каких случаях произойдут реакции? Составьте для них молекулярные и ионно-молекулярные уравнения.
8. Какие из приведенных ниже солей гидролизуются? Для каждой из гидролизующихся солей напишите молекулярное и ионно-молекулярные уравнения гидролиза и укажите рН раствора соли: Са(NO2)2, КI, МgSO4.
9. На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, протекающей по схеме:
а) KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 MnSO4 + K2SO4 + Na2SO4 + H2O
б) КClO3 КCl + O2
10. Раствор КNO3 содержит 192, 6 г соли в 1 дм3. Плотность раствора 1,14 г/см3 . Рассчитайте процентную, молярную, моляльную концентрации и титр раствора.
11. Напишите уравнения реакций, которые необходимо провести для осуществления следующих превращений: Na NaH NaOH NaClO
К окислительно-восстановительным реакциям составьте электронные уравнения, к обменным реакциям - ионно-молекулярные.
Вариант 7
1. Определите эквиваленты и молярные массы эквивалентов солей, вступающих в следующие реакции: NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2;
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2.
2. Сколько протонов и нейтронов содержат ядра изотопов 3581Br и 3579Br? Составьте электронную формулу этого атома, распределите электроны по квантовым ячейкам. Укажите валентности и степени окисления атома в нормальном и возбужденном состояниях. К какому электронному семейству относится этот элемент?
З. Что такое энергия ионизация атома? Как изменяется восстановительная и окислительная способность элементов в ряду: S, Se, Te? Ответ мотивируйте строением атомов данных элементов.
4. Каков механизм образования ковалентной связи? Составьте электронные схемы строения молекул Cl2, H2S, N2. В каких молекулах ковалентная связь является полярной? Как метод валентных связей (ВС) объясняет угловое строение молекулы H2S?
5. Какое состояние системы называют химическим равновесием? В каком направлении произойдет смещение равновесия при уменьшении давления систем: 4HBr(г) + O2(г) 2H2O(г) + 2Br2 (г);
H2(г) + S(т) H2S(г)
Напишите выражения для констант равновесия этих реакций.
6. Сколько теплоты выделится при сгорании 10 л газообразного метанола (н.у.)?
СН3ОН(г) + 3/2О2(г) = СО2(г) + 2Н2О(ж) Н = - 764,02 кДж
7. Подберите по три молекулярных уравнения для реакций, которые выражаются следующими ионно-молекулярными уравнениями:
H+ + OH- = H2O; Ba2+ + CO32- = BaCO3.
8. Какие из солей - Са(CH3COO)2, Pb(NO3)2, KBr, Na2SO3 - подвергаются гидролизу? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза.
9. На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнениях реакций, протекающих по схеме:
а) Zn + H2SO4(конц.) ZnSO4 + H2O + H2S
б) Cr2 (SO4)3 + H2O2 + NaOH Na2CrО4 + H2O + Na2 SO4
10. Вычислите нормальность, молярность и титр 40%-ного раствора НЗРО4 (плотность 1,25 г/см3 ).
11. Напишите уравнения реакций, которые необходимо провести для осуществления следующих превращений:
Ba BaO Ba(OH)2 BaSO4
К окислительно-восстановительным реакциям составьте электронные уравнения, к обменным реакциям - ионно-молекулярные.
Вариант 8
1. Какое число молей и молекул содержится в 128 г диоксида серы? Какой объем (н.у.) занимает это число молекул?
2. Сколько протонов и нейтронов содержат ядра изотопов 1530P и 1532P? Составьте электронную формулу этого атома, распределите электроны по квантовым ячейкам. Укажите валентности и степени окисления атома в нормальном и возбужденном состояниях. К какому электронному семейству относится этот элемент?
3. Какую высшую степень окисления проявляют германий, сурьма, хром, марганец? Составьте формулы оксидов и гидроксидов данных элементов, отвечающих этой степени окисления. К каким электронным семействам принадлежат эти элементы?
4. Что называют дипольным моментом? Почему молекула НСl более полярна чем НBr и HJ? Что такое спинвалентность? Объясните с позиций метода валентных связей (ВС), почему хлор имеет переменную валентность, а фтор – постоянную?
5. Как изменится скорость прямой реакции 2SO2 + O2 2SO3 при увеличении: а) концентрации диоксида серы в два раза, б) концентрации кислорода в 3 раза, в) концентрации обоих веществ в 2 раза? Напишите выражение для константы равновесия данной системы.
6. Предскажите и проверьте расчетами знак изменения энтропии в следующих реакциях:
а) СаО(к) + CO2(г) = СаСО3 (к); б) NH3(г)+ HCl(г) = NH4Cl (к);
в) СаО(к) + Н2O(ж) = Са(ОН)2(к)
При расчетах исходите из значений S0298 соответствующих веществ.
7. Какие из веществ: Pb(OH)2, Ba(OH)2, Н2SO4 будут взаимодействовать с гидроксидом натрия? Выразите эти реакции молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями.
8. Какие из солей подвергаются гидролизу: МnCl2, NaNO2, KNO3, CH3COONH4? Напишите молекулярное и ионно-молекулярные уравнения гидролиза.
9. Исходя из степени окисления хрома в соединениях Cr, KCrO2 и K2Cr2O7 определите, какое из них может быть только окислителем, только восстановителем или проявлять окислительно-восстановительную двойственность? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, протекающей по схеме:
Cu(NO3)2 CuO + NO2 + O2
10. На нейтрализацию 500 см3 раствора, содержащего 8 г КОН, потребовалось 250 см3 раствора кислоты. Вычислите нормальность кислоты.
11. Напишите уравнения реакций, которые необходимо провести для осуществления следующих превращений:
Be BeCl2 Be(OH)2 Na2[Be(OH)4] Na2BeO2
К окислительно-восстановительным реакциям составьте электронные уравнения, к обменным реакциям - ионно-молекулярные.
Вариант 9
1. Определите эквиваленты и молярные массы эквивалентов солей, вступающих в реакции:
Fe(ОН)2СН3СОО + 3HNO3 → Fe(NO3)3 + СН3СООH + 2H2O
Fe(ОН)2NO3 + HNO3 → FeOH(NO3)2 + H2O
Fe(ОН)2NO3 + 2HNO3 → Fe(NO3)3 + 2H2O
2. Сколько протонов и нейтронов содержат ядра изотопов 4722Ti и 4822Ti?
Составьте электронную формулу данного атома, распределите электроны по квантовым ячейкам. Укажите валентности и степени окисления атома в нормальном и возбужденном состояниях. К какому электронному семейству относится этот элемент?
З. Что такое электротрицательность? Как изменяются металлические свойства в рядах: Si, P, S, Cl и Cl, Br, I? Почему?
4. Какую химическую связь называют координационной или донорно-акцепторной? Разберите строение комплексного иона [NH4]+, укажите донор, акцептор. Как метод валентных связей объясняет тетраэдрическое строение этого иона?
5. Применяя принцип Ле Шателье, укажите, в каком направлении сместится равновесие системы:
СО(г) + Н2О(ж) СО2 (г) + Н2 (г) ΔН = + 2,85 кДж,
если: а) повысить давление, б) повысить температуру (температурный коэффициент прямой и обратной реакций одинаковый), в) увеличить концентрацию оксида углерода?
6. Одним из способов промышленного получения водорода является взаимодействие метана с водяным паром:
CH4 (г) + H2O (г) CO (г) + 3H2 (г)
Рассчитайте ΔН0298, ΔS0298 и ΔG0298 этой реакции и решите, будет ли она протекать при стандартных условиях?
7. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций, протекающих при смешивании растворов: Са(ОН)2 и FeCl3; СНЗСООН и KОН, СаСО3 и HCl, CrCl3 и избыток KОН.
8. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей Cr(NO3)3, MgSO4, ZnBr2. Какое значение pН имеют растворы этих солей?
9. На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнениях реакций, протекающих по схеме:
а) H2S + KMnO4 + H2SO4 S + K2SO4 + MnSO4 + H2O
б) P + KClO 3 P2O5 + KCl
10. Вычислите процентное содержание H2SO4 в ее пятимолярном растворе (плотность 1, 29 г/см3).
11. Напишите уравнения реакций, которые необходимо провести для осуществления следующих превращений: К KH KOH KClO
К окислительно-восстановительным реакциям составьте электронные уравнения, к обменным реакциям - ионно-молекулярные.
Вариант 10
1. Вычислите массу 0, 25 моль кислорода. Какой объем (н.у.) занимает это количество вещества? Сколько молекул кислорода содержится в этом объеме?
2. Сколько протонов и нейтронов содержат ядра изотопов 3517Cl и 3717Cl ? Составьте электронную формулу данного атома, распределите электроны по квантовым ячейкам. Укажите валентности и степени окисления атома в нормальном и возбужденном состояниях. К какому электронному семейству относится этот элемент?
3. Исходя из закономерностей периодической системы, укажите какой из двух гидроксидов более сильное основание: NaOH или RbOH; Са(ОН)2 или Сu(ОН)2, Zn(ОН)2 или Sn(ОН)2?
4. Какую химическую связь называют водородной? Между молекулами каких веществ она образуется? Почему Н2О и HF, имея меньшую молекулярную массу, плавятся и кипят при более высоких температурах, чем их аналоги?
5. Напишите выражение скорости для гетерогенной реакции:
С(графит) + О2 (г) = СО2 (г)
и определите, во сколько раз увеличится скорость реакции при увеличении концентрации кислорода в четыре раза?
6. Уменьшится или увеличится энтропия при переходе: а) воды в пар, б) графита в алмаз? Почему? Вычислите ΔS0298 для каждого превращения.
7. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между а) CdS и НСl, б) FeCl3 и NaОН; в) KOH и Н2S; г) AgNО3 и HCl .
8. Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнение совместного гидролиза, происходящего при смешивании водных растворов хлорида хрома (III) и сульфида натрия.
9. Исходя из степени окисления азота в соединениях NH3, KNO2 и HNO3, определите, какое из них может быть только окислителем, только восстановителем или проявлять окислительно-восстановительную двойственность? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, протекающей по схеме:
K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 Cr2 (SO4)3 + K2SO4 + H2O + S
10. Сколько см3 70%-ного раствора H2SO4 (плотность 1, 62 г/см3) нужно взять для приготовления 25 см3 двухмолярного раствора серной кислоты?
11. Напишите уравнения реакций, которые необходимо провести для осуществления следующих превращений:
P2O5 H3PO4 Ca3(PO4)2 Ca(H2PO4)2
К окислительно-восстановительным реакциям составьте электронные уравнения, к обменным реакциям - ионно-молекулярные.
а) основная литература
1. Глинка Н.Л. Общая химия - М: Кнорус, 2010
2. Коровин Н.В. Общая химия - М: Высшая школа, 2007.
3. Некрасов Ю.В., Чернова Н.С., Неделькин В.И. Химия: Учебн. пособие для вузов – М.: «Информ - Знание», 2007
б) дополнительная литература
4.Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: Учебн. пособ. для вузов /Под ред. В. А. Рабиновича и Х. М. Рубиной.– М.: Интеграл-Пресс, 2002. – 240 с.
5. Голик. Е.М., Кочергина З.И., Роева Н.Н. Неорганическая химия, Журнал лабораторных работ, ч.1 и ч.2 – М.: изд. МГУТУ, 2008
6. Кочергина З.И., Роева Н.Н. и др. УПП Неорганическая химия – М.: изд.
МГУТУ, 2005
7. Электронные версии учебников, пособий, методических разработок, указаний и рекомендаций по всем видам учебной работы, предусмотренных вузовской рабочей программой, находящихся в свободном доступе для студентов.
ПРИЛОЖЕНИЕ
Таблица 1
Константы диссоциации и степени диссоциации
некоторых слабых электролитов
|
Электролит |
Формула |
Константа дис-социации (Кд) |
Степень диссоци-ации 0,1н р-ра % |
|
Азотистая кислота |
HNO2 |
K = 4,0·10-4 |
6,4 |
|
Гидроксид аммония |
NH4OH |
K = 1,8·10-5 |
1,3 |
|
Ортоборная кислота |
H3BO3 |
K1 = 5,8·10-10 |
0,007 |
|
K2 = 1,8·10-13 |
|||
|
K3 = 1,6·10-14 |
|||
|
Муравьиная кислота |
HCOOH |
K = 1,8·10-4 |
4,2 |
|
Сернистая кислота |
H2SO3 |
K1 = 1,7·10-2 |
20,0 |
|
K2 = 6,2·10-8 |
|||
|
Сероводородная кислота |
H2S |
K1 = 5,7·10-8 |
0,07 |
|
K2 = 1,2·10-15 |
|||
|
Синильная кислота |
HCN |
K = 7,2·10-10 |
0,009 |
|
Угольная кислота |
H2CO3 |
K1 = 4,3·10-7 |
0,17 |
|
K2 = 5,6·10-11 |
|||
|
Уксусная кислота |
CH3COOH |
K = 1,8·10-5 |
1,3 |
|
Ортофосфорная кислота |
H3PO4 |
K1 = 7,5·10-3 |
27 |
|
K2 = 6,2·10-8 |
|||
|
K3 = 2,2·10-13 |
|||
|
Фтороводородная кислота |
HF |
K = 7,2·10-4 |
8,5 |
|
Хлорноватистая кислота |
HClO |
K = 3,0·10-8 |
0,05 |
Таблица 2
Растворимость солей и оснований в воде
|
Анионы |
Катионы |
||||||||||||||||||
|
Li + |
Na+, K+ |
NH4 + |
Cu 2+ |
Ag + |
Mg 2+ |
Ca 2+ |
Sr 2+ |
Ba 2+ |
Zn 2+ |
Hg 2+ |
Al 3+ |
Sn 2+ |
Pb 2+ |
Bi 3+ |
Cr 3+ |
Mn 2+ |
Fe 3+ |
Fe 2+ |
|
|
Cl - |
Р |
Р |
Р |
Р |
Н |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
М |
- |
Р |
Р |
Р |
Р |
|
Br - |
Р |
Р |
Р |
Р |
Н |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
М |
Р |
Р |
М |
- |
Р |
Р |
Р |
Р |
|
I - |
Р |
Р |
Р |
- |
Н |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Н |
Р |
Р |
Н |
- |
Р |
Н |
- |
Р |
|
NO3 - |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
- |
Р |
Р |
Р |
- |
Р |
Р |
|
CH3COO- |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
Р |
- |
Р |
- |
- |
Р |
- |
Р |
|
SO3 2- |
Р |
Р |
Р |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
- |
- |
Н |
Н |
- |
Н |
- |
Н |
|
SO4 2- |
Р |
Р |
Р |
Р |
М |
Р |
М |
Н |
Н |
Р |
- |
Р |
Р |
Н |
- |
Р |
Р |
Р |
Р |
|
CO3 2- |
Р |
Р |
Р |
- |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
- |
- |
- |
Н |
Н |
- |
Н |
- |
Н |
|
SiO3 2- |
Р |
Р |
- |
- |
- |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
- |
Н |
- |
Н |
- |
- |
Н |
Н |
Н |
|
CrO4 2- |
Р |
Р |
Р |
Н |
Н |
Р |
М |
М |
Н |
Н |
Н |
- |
- |
Н |
Н |
Р |
Н |
- |
- |
|
PO4 3- |
Н |
Р |
Р |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
|
OH - |
Р |
Р |
Р |
Н |
- |
Н |
М |
М |
Р |
Н |
- |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Н |
Р – растворимое вещество; М – малорастворимое вещество;
Н – практически нерастворимое вещество; черта означает, что вещество не существует или разлагается водой.
Таблица 3
Стандартные энтальпии образования Hообр,
стандартные энергии Гиббса образования Gообр
и стандартные энтропии Sо некоторых веществ при Т= 298 К
|
Вещество |
Состояние |
Hо298 обр, кДж/моль |
Gо298 обр, кДж/моль |
Sо298, Дж/(моль*К) |
|
Al2O3 |
(к) |
-1676,0 |
-1580,0 |
50,94 |
|
BaCO3 |
(к) |
-1202,0 |
-1139,0 |
112,1 |
|
BaO |
(к) |
-557,9 |
-528,4 |
70,29 |
|
BeO |
(к) |
-581,61 |
||
|
С |
(алмаз) |
1,83 |
2,85 |
2,38 |
|
С |
(графит) |
0 |
0 |
5,74 |
|
CO |
(г) |
-110,5 |
-137,14 |
197,54 |
|
CO2 |
(г) |
-393,51 |
-394,38 |
213,68 |
|
CH4 |
(г) |
-74,85 |
-50,79 |
186,19 |
|
C2H2 |
(г) |
226,75 |
209,2 |
200,8 |
|
C2H4 |
(г) |
52,28 |
68,11 |
219,4 |
|
C2H6 |
(г) |
-84,68 |
-32,89 |
229,5 |
|
C6H6 |
(г) |
82,93 |
129,7 |
269,2 |
|
C6H6 |
(ж) |
49,0 |
124,5 |
172,8 |
|
CH3OH |
(г) |
-201,17 |
||
|
CH3OH |
(ж) |
-238,6 |
-166,23 |
126,80 |
|
C2H5OH |
(г) |
-235,31 |
||
|
C2H5OH |
(ж) |
-277,7 |
-174,76 |
160,7 |
|
CS2 |
(г) |
115,3 |
65,06 |
237,8 |
|
CaCO3 |
(к) |
-1207,1 |
-1128,76 |
92,88 |
|
CaO |
(к) |
-635,5 |
-604,2 |
39,7 |
|
Ca(OH)2 |
(к) |
-986,2 |
-898,5 |
83,4 |
|
Cl2 |
(г) |
0 |
0 |
222,96 |
|
FeO |
(к) |
-263,7 |
-244,3 |
58,79 |
|
Fe2O3 |
(к) |
-822,16 |
-740,98 |
89,96 |
|
Fe3O4 |
(к) |
-1117,7 |
-1014,2 |
146,4 |
|
H2 |
(г) |
0 |
0 |
130,58 |
|
HCl |
(г) |
-92,3 |
-95,27 |
186,69 |
|
H2O |
(г) |
-241,83 |
-228,61 |
188,7 |
|
H2O |
(ж) |
-285,84 |
-237,2 |
70,8 |
|
H2S |
(г) |
-20,17 |
33,01 |
205,6 |
|
N2 |
(г) |
0 |
0 |
191,5 |
|
NH3 |
(г) |
-46,19 |
-16,16 |
192,5 |
|
NH4Cl |
(к) |
-314,4 |
-203,0 |
94,6 |
|
NO |
(г) |
90,37 |
86,71 |
210,62 |
|
NO2 |
(г) |
33,50 |
51,8 |
240,45 |
|
O2 |
(г) |
0 |
0 |
205,04 |
Таблица 4
Стандартные потенциалы электродов (ряд напряжений металлов)
|
Электрод |
Ео, В |
Электрод |
Ео, В |
Электрод |
Ео, В |
|
Li / Li + |
- 3,02 |
Mn / Mn 2+ |
- 1,05 |
Fe 2+ / Fe 3+ |
- 0,04 |
|
K / K + |
- 2,92 |
V / V 2+ |
- 1,18 |
H2 / 2 H + |
0,00 |
|
Ba / Ba 2+ |
- 2,90 |
Zn / Zn 2+ |
- 0,76 |
Sb / Sb 3+ |
+ 0,20 |
|
Ca / Ca 2+ |
- 2,87 |
Cr / Cr 3+ |
- 0,74 |
Bi / Bi 3+ |
+ 0,30 |
|
Na / Na + |
- 2,71 |
Fe / Fe 3+ |
- 0,44 |
Cu / Cu 2+ |
+ 0,34 |
|
Mg / Mg 2+ |
- 2,37 |
Cd / Cd 2+ |
- 0,40 |
2 Hg/Hg2 2+ |
+ 0,79 |
|
Be / Be 2+ |
- 1,85 |
Co / Co 2+ |
- 0,28 |
Ag / Ag + |
+ 0,80 |
|
Al / Al 3+ |
- 1,66 |
Ni / Ni 2+ |
- 0,25 |
Hg / Hg 2+ |
+ 0,85 |
|
Ti / Ti 2+ |
- 1,60 |
Sn / Sn 2+ |
- 0,14 |
Pt / Pt 2+ |
+ 1,19 |
|
Zr / Zr 4+ |
- 1,58 |
Pb / Pb 2+ |
- 0,13 |
Au / Au 3+ |
+ 1,50 |