Задача № 3
Дано: m (Zn) = 1,5 кг
V(Ha) = ?
Уравнение реакций:
Zn + 2HCl = ZnC + H2 á
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 M – молярная масса, г/моль
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:
+24Сr …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: Cr2O3, CrO3, CrO. Cr2O3 – оксид хрома (3) относительно к амфотерным оксидам.
Cr2O3 – нерастворимый в воде
В высокодисперсном состоянии растворяется в сильных кислотах с образованием солей хрома(3):
Cr2O3 + 6HCl à 2CrCl3 + 3H2O
При взаимодействии с щелочами, содой и кислыми солями даёт соединение Cr3+ растворимый в воде:
Cr2O3 + 2KOH à 2KCrO2 + H2O
Cr2O3 + Na2CO3 à 2NaCrO2 + CO2 á
Cr2O3 + 6 KHSO à Cr2(SO4)3 + 3H2O
В присутствии сильного окисления в щелочной среде Сr2O окисляется до хроматы:
Сr2O3 + 3KNO3 + 2Na2CO3 à 2Na2CrO4 + 3KNO2 + 2CO2
Сильные восстановители восстанавливают Cr2O3:
Сr2O3 + 3Al à Al2O3 + 2 Cr
CrO3 – кислотный оксид хрома (4), ангидрид хромовой и дихромовой кислот. При его растворении в воде образуется хромовая кислота (при недостатке СrO3):
CrO3 + H2O à H2Cr4O4
или дихромовая кислота (при избытке CrO3):
2CrO3 + H2O à H2Cl2O7
CrO3 реагирует со щелочами образует хроматы:
CrO3 + 2KOH à K2 CrO4 + H2O
В кислой среде ион CrO42- превращается в ион Cr2O72-. В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:
2CrO42- + 2Н+ à Cr2O72- + H2O (кислотная среда)
2CrO42- + 2Н+ ß Cr2O72- + H2O (щелочная среда)
При нагревании выше 2500 С CrO3 разлагается:
4CrO3 à 2Сr2O3 + 3O2 á
CrO3 – сильный окислитель (восстанавливается до Cr2O3). Окисляет йод, серу, фосфор, уголь:
4CrO3 + 3S à 2 Cr4O3 + SO2 á
CrO – оксид хрома (3), пирофорный(в тонкораздробленном состоянии воспламеняется на воздухе), чёрный порошок, растворяется в разбавленной соляной кислоте:
CrO + 2HCl à CrCl2 + H2O
CrO – сильный восстановитель, чрезвычайно неустойчив в присутствии влаги и кислорода:
4СrO + 3O2 à 2Cr2O3
Гидратные соединения: Сr(OH)2, Cr(OH)3, H2CrO4, HCr2O7
Cr(OH)2 – сильный восстановитель, переходит в соединение Сr3+ под действием кислорода воздуха:
4 Сr(OH)2 + O2 + 2H2O à 4Cr(OH)3
При прокаливании в отсутствие кислорода образуется оксид хрома (2) СrO. При прокаливании на воздухе превращается в Сr2O3.
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 + 3H2SO4 à Cr2(SO4)3 + 6H2O
Cr(OH)3 + KOH à K[Cr(OH)4]
При прокаливании Сr(OH)3 получают оксид Сr2O3:
2 Сr(OH)3 à Cr2O3 + 3H2O
2H2CrO4 – хромовая кислота, кислота средне силы.
H2Cr2O7 – 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
∆ 1H0298, моль
Дж
∆ 1S0298, моль*К
кДж
∆ 1G0298, моль
CaCO4
CaO
CO2
-1207
-635,5
-393,5
88,7
39,7
213,7
-1127,7
-604,2
-394,4
∆ 1H0298 – тепловой эффект реакции при стандартной температуре.
∆ 1S0298 – изменение энтропии реакции при стандартной температуре.
∆ 1G0298 – химическое средство (изменение энергии Гиббса) при стандартной температуре.
∆ 1H0298 – стандартная энтальпия образования вещества при T = 298
∆ 1S0298 – стандартное изменение энтропии образования вещества при T = 298
∆ 1G0298 – стандартное изменение энергии Гиббса образования вещества при T = 298
∆ 1H0298 = ∑∆ 1H0298 (продуктов реакции) – ∑∆ 1H0298 (исходных веществ)
∆ 1H0298 = (∆ 1H0298 (CaO) + ∆ 1H0298 (CO2)) - ∆ 1H0298 (CaCO3)
∆ 1H0298 = (-635,5 + (-393,5)) – (-1207) = -1029 + 1207 = 178 кДж
Вывод: в ходе реакции поглотилось 178 кДж тепла, так как ∆ 1H0298 > 0
∆ 1S0298 = ∑∆ 1S0298 (продуктов реакции) – ∑∆ 1S0298 (исходных веществ)
∆ 1S0298 = (∆ 1S0298 (CaO) + ∆ 1S0298 (CO2)) - ∆ 1S0298 (CaCO3)
∆ 1S0298 = (39,7 + 213,7) - 88,7 = 164 Дж/К
Вывод: молекулярный беспорядок в системе увеличивается, так как ∆ 1S0298 > 0
∆ 1G0298 = ∑∆ 1H0298 (продуктов реакции) – ∑∆ 1H0298 (исходных веществ)
∆ 1G0298 = (∆ 1H0298 (CaO) + ∆ 1H0298 (CO2)) - ∆ 1H0298 (CaCO3)
∆ 1G0298 = (-604,2 + (-394,4)) – (-1127,7) = 129,1 кДж
Вывод: самопроизвольное протекание реакции невозможно, так как ∆ 1G0298 > 0
Задача № 33
V1
V2 Дано: г = 3 Т1 = 1200 С , Т2 = 800 С
T1 – T2
10
V1 – скорость реакции
г – температурный коэффициент скорости реакции Вант-Гоффа
V1
V2 Т – температура
3 = 34 = 81
Ответ: скорость химической уменьшается в 81 раз
Задача № 43
Дано: m р-ра 1 = 300 г
m р-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
m в-ва 1 =
щ2 m р-ра 2
100
m в-ва 2 =
300 * 25
100
m в-ва 1 = = 75 г
40 * 400
100
m в-ва 2 = = 160 г
Масса вещества в растворе после смещения:
m р-ра 3 = m р-ра 1 + m р-ра 2
m р-ра 3 = 75 + 160 = 235 г
Масса полученного раствора равна:
m р-ра 3 = m р-ра 1 + m р-ра 2
m р-ра 3 = 300 + 400 = 700 г
Массовая доля вещества в полученном растворе равна:
m в-ва 3
m р-ра 3
щ3 = * 100 %
235
700
щ3 = * 100 % = 33,6 %
Ответ: щ3 = 33,6 %
Задача № 53
HF + KOH = KF + H2O
HF, H2O – слабые электролиты
KOH, KF – сильные электролиты, диссоциируют на ионы в растворе
HF + OH = F + H2O – уравнение в сокращённой ионно-молекулярной форме
Задача № 63
Fe2(SO4)3 2Fe3+ + 3SO42- (уравнение диссоциации)
Гидролиз по катиону:
Fe3+ H+OH- FeOH2+ + H+ (уравнение 1 стадии гидролиза в сокращённой форме)
В гидролизе применяют участие ионы железа (3).
рН
Задача № 73
Cu + H2SO4 (конц.) à CuSO4 + 2H2O + SO2
Cu0 – 2e à Cu+2 1 окислительные
S+6 + 2e à S+4 1 восстановительные
окислитель - Н2SO4
восстановитель - Сu
Задача № 83
AAg
AgNO3
0,1 M
KNO3
AgNO3
0,01 M
Ag
Для расчёта потенциала электродов используют уравнение Нернcта:
0,059
n
Еок/вос = Еок/вос + = lgC
Еок/вос - электродный потенциал, В
Е0ок/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
Е0Ag+/Ag = 0,80 B
0,059
1
ЕAg+/Ag = 0,80 + lg 0,1 = 0,741 B
0,059
1
ЕAg+/Ag = 0,80 + lg 0,01 = 0,682 B
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
Уравнение реакций на катоде: Ag+ + e à Ag0на аноде: Ag+ + e à Ag+
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:
K3[Fe(CN)6] 3К+ + [Fe(CN)6]3-
Уравнение полной вторичной диссоциации:
[Fe(CN)6]3- Fe3+ + 6CN-
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
Размещено на аllbest.ru