Размещено на http://www.allbest.ru/

Министерство образования и науки Российской Федерации

Уральский федеральный университет имени первого президента России Б.Н.Ельцина

ХИМИЯ

Методические указания и контрольные задания

для студентов заочной формы обучения

Екатеринбург 2010

УДК 54 (076.1)

Составители: С. Д. Ващенко, Е. А. Никоненко, М. П. Колесникова, Н. М. Титов химический термодинамический раствор диссоциация

Научный редактор - проф., д-р хим. наук М. Г. Иванов

ХИМИЯ: методические указания и контрольные задания для студентов

/С.Д. Ващенко, Е.А. Никоненко, М.П. Колесникова, Н.М. Титов. Екатеринбург: ФГАОУ ВПО УРФУ, 2010. 49 с.

Работа содержит контрольные задания по основным разделам курса химии в соответствии с государственными образовательными стандартами специальностей. Приведены образцы решения примеров, необходимые данные и таблицы, а также список литературы. Методические указания содержат рекомендации для самостоятельной работы студентов первого курса заочной формы обучения университета.

Библиогр.: 8 назв. Табл.16. Прил. 1.

Подготовлено кафедрой «Общая химия и природопользование».

© ФГАОУ ВПО УРФУ

ОГЛАВЛЕНИЕ

ОБЩИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

1. СТРОЕНИЕ АТОМОВ

2. ЗАКОНОМЕРНОСТИ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ

2.1 Термодинамический метод рассмотрения химических процессов

2.2 Скорость химических процессов

2.3 Химическое равновесие

3. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

3.1 Концентрация растворов

3.2 Электролитическая диссоциация. Ионно-молекулярные уравнения

3.3 Гидролиз солей

4. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ

4.1 Окислительно-восстановительные реакции

4.2 Взаимодействие металлов с кислотами, водой и растворами щелочей

4.3 Гальванические элементы

4.4 Электрохимическая коррозия металлов

4.5 Электролиз растворов

5. ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ. КАТАЛИЗ И КАТАЛИТИЧЕСКИЕ СИСТЕМЫ. ПОЛИМЕРЫ И ОЛИГОМЕРЫ

6. ВАРИАНТЫ КОНТРОЛЬНЫХ ЗАДАНИЙ

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

ПРИЛОЖЕНИЕ. СПРАВОЧНЫЙ МАТЕРИАЛ

ОБЩИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

Химия является не только общетехнической, но и общеобразовательной наукой, поэтому любой специалист должен обладать достаточными знаниями в её области.

Основной вид занятий студентов-заочников - самостоятельная работа над учебным материалом. По курсу химии она слагается из следующих элементов: изучения материала по учебникам и учебным пособиям; выполнения контрольной работы (последний срок сдачи 1 декабря). В период экзаменационной сессии студенты посещают лекции, выполняют лабораторный практикум, сдают зачет или экзамен. К лабораторному практикуму допускаются только те студенты, которые сдали в срок домашнюю контрольную работу.

Контрольную работу студенты пишут в тетради и сдают для регистрации в деканат. На обложке тетради необходимо указать фамилию, имя, отчество, номер группы, номер варианта, название специальности. Нужно в обязательном порядке полностью переписать условия заданий, иначе работа не будет проверена. Вариант задания соответствует последним двум цифрам номера зачетной книжки (или студенческого билета) студента (номера вариантов и соответствующих заданий на с. 39 - 40).

Образец выполнения домашнего задания

1. Строение атома

Задание 1. а) Укажите численные значения главного и орбитального квантовых чисел данных подуровней, рассчитайте последовательность их заполнения: 5p, 7p, 7s.

Решение.5p7p7s

Значение n 577

Значение l1 10

Сумма (n + l)687

Последовательность заполнения (на основании правил Клечковского) :

1 - 5p; 2 - 7s; 3 - 7p.

б) Распределите по квантовым ячейкам валентные электроны 2s² 2p⁴, определите химический элемент и его положение в системе Д.И. Менделеева (номер периода, группа, подгруппа).

Решение. Валентные электроны по квантовым ячейкам распределены следующим образом: 2s² 2p⁴

Предложенный элемент кислород расположен во втором периоде, шестой группе, главной подгруппе Периодической системы Д.И. Менделеева.

в) Напишите электронные формулы атомов и ионов, укажите положение их в системе Д.И. Менделеева (номер периода, группа, подгруппа): K, Zn²⁺.

Решение. Электронная формула химического элемента калия следующая: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹. Он расположен в четвертом периоде, первой группе, главной подгруппе Периодической системы Д.И. Менделеева. Электронная формула катиона Zn²⁺: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰. Химический элемент цинк расположен в четвертом периоде, второй группе, побочной подгруппе.

Аналогично оформлять решение всех заданий.

1. СТРОЕНИЕ АТОМА

В Периодической системе Д. И. Менделеева (табл. П.4) представлены все известные элементы. Она состоит из семи периодов (13 малые, 47 большие), 8 групп. Каждая группа разделена на главную и побочную подгруппы. Главная подгруппа содержит элементы малых и больших периодов, а побочная - только больших.

Пример 1. Укажите в Периодической системе Д.И. Менделеева положение (номер периода, номер группы, главная или побочная подгруппа) атома элемента с зарядом ядра 85.

Решение. Элемент (₈₅At) находится в 6-м периоде, 7-й группе, главной подгруппе.

Атомы элементов состоят из положительно заряженного ядра (протонов и нейтронов) и электронов. Количество электронов равно порядковому номеру элемента. Состояние электрона в атоме характеризуется квантовыми числами n, l, m_l и m_s, которые называются соответственно главное, орбитальное, магнитное и спиновое.

Порядок заполнения орбиталей электронами определяется следующими правилами В. Клечковского:

· заполнение происходит в порядке увеличения суммы (n + l);

· при одинаковых значениях этой суммы в первую очередь заполняется подуровень с меньшим значением главного квантового числа n.

Последовательность заполнения электронами энергетических уровней и подуровней в многоэлектронных атомах имеет вид

1s <2s <2p <3s <3p <4s <3d <4p <5s <4d <5p <6s <5d4f <6p <7s <6d5f <7p.

Пример 2. Используя правила Клечковского, рассчитайте, какой подуровень раньше заполняется электронами 4р или 5s.

Решение. Для 4р-подуровня n + l = 4 + 1 = 5; для 5s-подуровня n + l = 5 + 0 = 5. Так как сумма одинакова, то в первую очередь заполняется подуровень с меньшим значением n, т. е. 4р.

Пример 3. По распределению валентных электронов 3d⁵4s² определите, какой это элемент, укажите его символ и напишите полную электронную формулу.

Решение. Значению главного квантового числа последнего энергетического уровня соответствует номер периода, следовательно, элемент находится в 4-м периоде. Сумма валентных электронов показывает номер группы, в которой находится элемент, в данном случае номер группы 7. Так как валентные электроны находятся на d-подуровне, то это элемент побочной подгруппы: ₂₅Mn 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s².

Пример 4. Напишите полную электронную формулу атома элемента с зарядом ядра 22.

Решение. ₂₂Ti 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d²4s².

Пример 5. Напишите полные электронные формулы ионов F, Sn²⁺.

Решение. При образовании отрицательно заряженного иона нейтральный атом элемента принимает электроны: F⁰ + 1з = F; электронная формула иона ₉F1s²2s²2p⁶. Положительно заряженный ион получается, когда нейтральный атом элемента отдает электроны: Sn⁰ 2з = Sn²⁺ ; электронная формула иона ₅₀Sn²⁺ 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ 3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p⁰.

Задания к разделу 1

Каждое задание содержит три вопроса (а,б,в).

Номер зада-ния	а) Укажите числен-ные значения главного и орбитального кван-товых чисел данных подуровней, рассчитайте последовательность их заполнения	б) Распределите по квантовым ячейкам валентные электроны, определите химический элемент и его поло-жение в системе Д.И.Менделеева (номер периода, группа, под-группа)	в) Напишите элек-тронные формулы предложенных ато-мов и ионов, укажите положе-ние их в системе Д.И.Менделеева (номер периода, группа, подгруппа)
1	3p; 4s; 2p	3d 1 4s 2	Fe, Na +
2	3d; 4p; 3p	3d 2 4s 2	Co, Cl --
3	5d; 4p; 4d	3d 3 4s 2	Ni, Ba 2+
4	3d; 4f; 5s	3d 5 4s 1	Zn, Ca 2+
5	4d; 4s; 5s	4d 5 5s 2	Sn, S 2--
6	6s; 4p; 4f	3d 6 4s 2	W, In 3+
7	3d; 5s; 7p	3d 7 4s 2	S, La 3+
8	4d; 6s; 5d	3d 8 4s 2	F, Tl 3+
9	4p; 5p; 4f	3d 10 4s 1	Br, Zr 4+
10	3d; 3p; 2s	3d 10 4s 2	Al, Hg 2+
11	5d; 3s; 6s	4s 2 4p 1	Pb, Au 3+
12	6d; 4f; 5p	4s 2 4p 2	Ge, Ag +
13	5d; 3p; 4d	4 s 2 4p 3	Ga, Sb 3+
14	7s; 6p; 4d	4s 2 4p 4	N, Bi 3+
15	5d; 4p; 3d	4s 2 4p 5	Cl, Pb 2+
16	5s; 6s; 4p	4s 2 4p 6	Y, Hf 4+
17	6p; 5f; 6d	5d 7 6 s 2	Zr, At --
18	5d; 5s; 4f	5d 10 6 s 2	Ta, Ga 3+
19	3s; 4d; 3p	5d 3 6 s 2	Cr, Se 2--
20	5f; 4d; 4s	5d 5 6 s 2	Мо, Cu 2+

2. ЗАКОНОМЕРНОСТИ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ

2.1 Термодинамический метод рассмотрения химических процессов

Термодинамический подход заключается в рассмотрении начального и конечного состояний взаимодействующих веществ, при этом не учитываются механизм и скорость процесса.

Для описания систем используют набор термодинамических функций, основными из которых являются Н - энтальпия, S - энтропия, G - энергия Гиббса. В справочных таблицах приводят стандартные: энтальпии образования веществ , кДж/моль, энтропии веществ , Дж/(мольК) (табл. П.1), энергии Гиббса образования веществ , кДж/моль. Стандартные условия:

Т = 298 К; Р = 1,01310⁵ Па; вещества -химически чистые.

Энтальпийный эффект химической реакции определяют по закону Гесса и следствию из него. Следствие из закона Гесса: изменение энтальпии химической реакции равно разности сумм энтальпий образования продуктов реакции и исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов:

= (n) - (m),

где n, m - стехиометрические коэффициенты.

Аналогичным образом можно рассчитывать изменение и других функций - энтропии (), энергии Гиббса ().

В системах, находящихся при постоянных температуре и давлении, самопроизвольно могут протекать только те процессы, которые сопровождаются уменьшением энергии Гиббса (G < 0). Если G > 0 , реакция протекает в обратном направлении, а при G = 0 система находится в состоянии химического равновесия.

Пример. Вычислить стандартные изменения энтальпии, энтропии, энергии Гиббса в реакции CO_2(г) + С _{(графит)} = 2CO_(г). Определить температуру, при которой устанавливается химическое равновесие реакции, и сделать вывод о возможности протекания реакции в прямом направлении.

Решение.

· Рассчитать стандартное изменение энтальпии реакции:

= (n ) - (m )= 2- ( + )=

= 2(-110,5) - (-393,5 + 0) = 172,5 кДж.

>0 - эндотермическая реакция.

· Рассчитать стандартное изменение энтропии реакции:

= (n ) - (m )= - (+) =

=2·197,5 - (213,7 + 5,7) = 175,6 Дж/К = 175,610^-3 кДж/К.

· Рассчитать стандартное изменение энергии Гиббса реакции:

= - = 172,5 -298175,610^-3 = 120,2 кДж.

> 0, при Т = 298 К прямая реакция невозможна.

· Определить температуру, при которой устанавливается химическое равновесие.

Если пренебречь зависимостями и S от температуры и считать их постоянными, можно рассчитать энергию Гиббса при нестандартной температуре Т: G = Н - ТS - = - = 0 Т = =

· Построить график зависимости от Т.

Размещено на http://www.allbest.ru/

Из графика видно, что в интервале температур 0 - 982 К G > 0, следовательно, прямая реакция невозможна; выше 982 К G < 0, т.е. самопроизвольно протекает прямая реакция.

Задания к подразделу 2.1

Вычислить стандартные изменения энтальпии, энтропии, энергии Гиббса в соответствующей реакции (,в табл. П.1). Определить температуру, при которой устанавливается химическое равновесие реакции, и сделать вывод о возможности протекания реакции в прямом направлении (из расчетных либо графических данных).

Номер задания	Уравнение реакции
21	2Mg(к) + CO2 (г) = 2MgO(к) + C (графит)
22	3CH4(г) + CO2(г) + 2H2O(ж) = 4CO(г) + 8H2(г)
23	4HCl (г) + O2 (г) = 2H2O (г) + 2Cl2 (г)
24	2Н2 S (г) + SO2(г) = 3S (ромб) + 2H2O(ж)
25	2Сu2О(т) + Сu2S (т) = 6Сu (к) + SO2(г)
26	2H2O (г) + 2Cl2 (г) = 4HCl (г) + O2 (г)
27	3Fe2O3(т) + Н2(г) = Н2O(г) + 2Fe3O4(т)
28	CaO (т) + CO2 (г) = CaCO3 (т)
29	С (гр.) + СO2( г) = 2СО(г)
30	2ZnS(т) + 3О2(г) = 2ZnO(т) + 2SO2(г)
31	СаСО3(т) = СаО(т) + СО2(г)
32	ВaO(т) + CO2 (г) = ВaCO3 (т)
33	2NO (г) + O2 (г) = 2NO2 (г)
34	N2O4 (г) = 2NO2 (г)
35	Al2O3 (т) + 3SO3 (г) = Al2(SO4) 3 (т)
36	CaO (т) + Н2O (ж) = Ca(ОН)2 (т)
37	FeO(т)+ H2(г ) = Fe(т) +Н2О(г)
38	CuO(т) + C(т) = Cu(к) + CO(г)
39	CaO (т) +Fе2O3(т) = Ca(FеO2)2(т)
40	CaO (т) + SO3 (г) = CaSO4 (т)

2.2 Скорость химических процессов

Для полного описания химической реакции необходимо знать не только принципиальную возможность ее осуществления (решается термодинамически), но и закономерности протекания во времени, т.е. ее скорость и механизм.

Химические реакции могут проходить в гомогенных и гетерогенных системах. Гомогенной называют систему, однородную по составу и свойствам. Гетерогенной называют систему, состоящую из двух или более однородных частей, отделенных друг от друга поверхностью раздела.

Скорость гомогенной химической реакции определяется изменением кон-центрации одного из исходных веществ или продуктов реакции в единицу времени при неизменном объеме системы.

где - скорость химической реакции, моль/(лс); C₁ - первоначальная концентрация вещества (в момент времени ф₁), моль/л; C₂ - концентрация вещества в момент времени ф₂ > ф₁, моль/л; ДС - изменение концентрации вещества за время Дф = ф₂ - ф₁; ф₁,- исходный момент времени, с; ф₂ - текущий момент времени, с; (ф₂ > ф₁).

В гетерогенных системах реакции идут на поверхности раздела отдель- ных частей системы. Скорость гетерогенной реакции определяют изменением количества вещества, вступившего в реакцию или образующегося в реакции в единицу времени на единице поверхности.

где - изменение количества вещества, моль за промежуток времени Дф, с;

S - площадь поверхности раздела, м².

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции: концентрации, температуры, присутствия катализаторов.

Влияние концентрации реагирующих веществ

Скорость элементарной химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ с учетом стехиометрических коэффициентов (закон действия масс К. Гульдберга и П.Вааге).

Элементарными называют реакции, протекающие в одну стадию. Математическое выражение зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ для других реакций получают экспериментально. Это уравнение называется кинетическим.

Например, для реакции H₂ + I₂ = 2 HI

Коэффициент пропорциональности называют константой скорости реакции. Физический смысл k - это скорость реакции при концентрации каждого из реагирующих веществ, равной 1 моль/л.

Влияние температуры

Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры (Т) на каждые 10^о скорость большинства реакций увеличивается в 2 - 4 раза (температурный коэффициент):

Задания к подразделу 2.2

41. Взаимодействие между оксидом углерода и хлором идет по уравнению CO _(г) + Cl_{2 (г)} COCl_{2 (г)}. Исходная концентрация CO равна 0,3 моль/л, Cl₂ - 0,2 моль/л. Как изменится скорость прямой реакции, если увеличить концентрацию хлора до 0,6, а CO до 1,2 моль/л?

42. На сколько градусов надо понизить температуру, чтобы скорость реакции уменьшилась в 81 раз при температурном коэффициенте скорости реакции, равном 3?

43. Константа скорости реакции А + 2В АВ₂ равна 5·10-⁴ л ²/ (моль²·с). Рассчитайте скорость прямой реакции при С_А = 0,6 моль/л и С_В = 0,8 моль/ л.

44. При температуре 773 К реакция протекает в течение 1 секунды. Сколько времени (секунд) потребуется для ее окончания при 673 К, если температурный коэффициент скорости реакции равен 2?

45. Определить, во сколько раз увеличится скорость прямой реакции 2NO _(г) + O_{2 (г)} = 2NO_{2 (г)}, если концентрацию каждого из исходных веществ (O₂, NO) увеличить в 6 раз?

46. Скорость некоторой реакции при уменьшении температуры с 333 до 303 К уменьшилась в 8 раз. Определить температурный коэффициент скорости этой реакции.

47. Во сколько раз увеличится скорость обратной реакции в гомогенной системе 2N₂O_{5 (г)} O_2(г) + 2N₂O_4(г) при увеличении давления в системе в 3 раза?

48. Во сколько раз уменьшится скорость реакции при понижении температуры на 40є, если температурный коэффициент скорости реакции равен 3?

49. Во сколько раз следует увеличить давление в системе, чтобы скорость обратной реакции возросла в 100 раз? Система: С _(к) + H₂ O _(г) CO _(г) + H_{2 (г)}

50. Две реакции при температуре 283 К протекают с одинаковой скоростью (=).Температурный коэффициент скорости первой реакции равен 3, второй равен 4. Как будут относиться скорости реакций ( : ), если реакцию проводить при 303 К?

51. Во сколько раз увеличится скорость прямой реакции в гомогенной системе 2N_{2 (г)} + O_{2 (г)} 2N₂O _(г)при увеличении давления в два раза?

52. При 273 К реакция заканчивается за один час. Принимая температурный коэффициент скорости реакции равным 3, рассчитайте, сколько минут потребуется на эту же реакцию при 323 К?

53. Взаимодействие между оксидом углерода и хлором происходит по реакции CO _(г) + Cl_{2 (г)} COCl_{2 (г)}. Во сколько раз увеличится скорость прямой реакции при увеличении давления в 4 раза?

54. Скорость некоторой реакции при уменьшении температуры от 333 до 303 К уменьшилась в 27 раз. Определите температурный коэффициент скорости этой реакции.

55. Во сколько раз следует увеличить концентрацию оксида углерода в системе 2CO _(г) CO_{2 (г)} + C_(к) , чтобы скорость реакции увеличилась в 16 раз?

56. При увеличении температуры на 40є скорость реакции возросла в 256 раз. Определите температурный коэффициент скорости реакции.

57. Реакция между оксидом азота (II) и хлором протекает по уравнению

2NO _(г) + Cl_{2 (г)} 2NOCl_{2 (г)}. Во сколько раз увеличится скорость прямой реакции при увеличении концентрации обоих веществ в два раза?

58. Во сколько раз возрастает скорость некоторой химической реакции при повышении температуры от 298 до 328К, если температурный коэффициент скорости реакции равен 3?

59. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры на 70є, если температурный коэффициент скорости реакции равен 2?

60. Скорость реакции А + 2В = C при С_А = 0,5 моль/л и С_В = 0,6 моль/л равна 1,08 моль/(л·с). Определите константу скорости реакции, л²/(моль² ·с).

2.3 Химическое равновесие

Состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакции равны, называют химическим равновесием. Состояние равновесия характеризуют константой равновесия (К_с).

Гомогенная система:

2SO_{2 (г)} + O_{2 (г)} 2SO_3(г)

где [ ] - равновесные концентрации веществ.

Гетерогенная система:

Fe₂O_{3 (т)} + 3H_{2 (г)} 3 Fe _(т) + 3H₂O _(г) .

В выражение константы равновесия гетерогенной реакции, как и в выражение закона действия масс, входят только концентрации веществ, находящихся в жидкой или газообразной фазе, так как концентрации твёрдых веществ остаются, как правило, постоянными.

Принцип Ле Шателье. На состояние равновесия системы влияют давление, концентрация реагирующих веществ и температура. Система может находиться в состоянии равновесия бесконечно долго. Если изменить условия его существования, равновесие будет нарушено. Со временем установится новое состояние равновесия, но с другими равновесными концентрациями. Переход из одного равновесного состояния в другое называют смещением равновесия. Качественно определить направление смещения равновесия позволяет принцип Ле Шателье (1884): если находящаяся в истинном равновесии система подвергается внешнему воздействию, равновесие смещается в направлении, которое способствует ослаблению этого воздействия.

Пример 1. Для реакции N_{2 (г)} + 3H_{2 (г)} 2NH_{3 (г)} при изменении параметров равновесие смещается: 1) с увеличением

2) с увеличением Р

Пример 2. В системе А_(г) + 2В_(г) D_(г) равновесные концентрации, моль/л: [A] = 0,06; [B] = 0,12; [D] = 0,216. Найти константу равновесия реакции и исходные концентрации веществ А и В.

Решение. Константа равновесия данной реакции выражается уравнением

Обозначим исходные концентрации веществ С⁰, концентрации прореагировавших веществ - С^прор; С⁰ = С^прор + [ ].

Согласно уравнению реакции

С_А ^прор = [D],С_А⁰ = С_А ^прор + [А] = 0,216 + 0,06 = 0,276 моль/л.

С_В ^прор =2 [D], С_В⁰ = С_В ^прор + [В] =2 0,216 + 0,12 = 0,552 моль/л.

Задания к подразделу 2.3

61. При синтезе аммиака в равновесии находится 1 моль водорода, 2 моль азота и 8 моль NH₃. Во сколько раз исходное количество N₂ больше равновесного?

62. В замкнутом сосуде протекает обратимый процесс диссоциации PCl_{5 (г)} PCl_{3 (г)} + Cl_{2 (г)}. Начальная концентрация PCl₅ равна 2,4 моль/л. Равновесие установилось после того, как 33,3% PCl₅ продиссоциировало. Вычислить равновесные концентрации всех веществ и К_с.

63. В сосуде емкостью 1 л при 410 ^оС смешали 1 моль H₂ и 1 моль I₂. Вычислить, при каких концентрациях устанавливается химическое равновесие, если константа равновесия равна 48.

64. В сосуде объемом 0,5 л находятся 0,5 моль H₂ и 0,5 моль N₂. При некоторой температуре к моменту установления равновесия образовалось 0,02 моль NH₃. Вычислить константу химического равновесия.

65. В обратимой реакции CO _(г) + Cl_{2 (г)} COCl_{2 (г)} установились следующие равновесные концентрации веществ, моль/л: [CO] = 0,1; [Cl₂] = 0,4; [COCl₂] = 4. Вычислить К_равн и исходные концентрации Cl₂ и CO.

66. Определить объемный состав смеси в момент равновесия для системы C_графит + O_{2 (г)} CO_{2 (г)}, если при 1300 ^оС К_с = 0,289.

67. Равновесие в системе CO_(г) + H₂O_(г) H_2(г) + CO_2(г) установилось при следу-ющих концентрациях веществ, моль/л: [CO] = 0,04; [H₂O] = 0,08; [CO₂] = 0,08. Вычислить К_c и начальные концентрации CO и H₂O.

68. Константа равновесия системы 2N_{2 (г)} + O_{2 (г)} 2N₂O _(г) равна 1,21. Равновесные концентрации, моль/л: [N₂] = 0,72; [N₂O] = 0,84. Рассчитать исходную и равновесную концентрации кислорода.

69. Равновесие в системе CO _(г) + H₂O _(г) H_{2 (г)} + CO_{2 (г)} установилось при сле-дующих концентрациях веществ, моль/л: [CO] = 1; [H₂O] = 4; [H₂] = [CO₂] = 2. Вычислить равновесные концентрации, которые установились после повышения концентрации CO в три раза. В каком направлении сместится равновесие?

70. Рассчитать константу равновесия реакции CO_{(г) +} Cl_{2 (г)} COCl_{2 (г)}, если исходные концентрации CO и Cl₂ составляли 4 моль/л, а равновесная концентрация COCl₂ равна 2 моль/л.

71. Равновесие в системе 2CO _(г) + O_{2 (г)} 2CO_{2 (г)} установилось при следующих концентрациях веществ, моль/л: [CO] = 1,2; [O₂] = 0,1; [CO₂] = 4. Вычислить исходную концентрацию CO.

72. Определить направление смещения равновесия при увеличении давления в системе 2CO _(г) 2CO_{2 (г) +} С_(г). Ответ пояснить.

73. Константа равновесия процесса CO _(г) + Cl_{2 (г)} COCl_{2 (г)} при определенных условиях равна 4. Равновесные концентрации веществ составляют, моль/л: [Cl₂] = 0,5; [COCl₂] = 2. Определить равновесную концентрацию CO.

74. При каких условиях в равновесной системе N_2(г) + 3H_2(г) 2NH_3(г), ⁰₂₉₈ = - 92,4 кДж можно максимально увеличить выход NH₃?

75. Исходные концентрации оксида азота (II) и хлора в гомогенной системе 2NO_(г) + Cl_2(г) 2NOCl _(г) составляют соответственно 0,5 и 0,2 моль/л. Вычислить К_с , если к моменту наступления равновесия прореагировало 20% оксида азота (II).

76. Две реакции протекали с такой скоростью, что за единицу времени в первой реакции образовалось 3 г сероводорода, а во второй 10 г йодоводорода. Какая из реакций протекала с большей средней скоростью? Ответ пояснить.

77. В сосуде объемом 2 л смешали газ А (4,5 моль) и газ В (3 моль). Газы А и В реагируют в соответствии с уравнением А + В = С. Через 20 с в системе образовалось 2 моль газа С. Определить среднюю скорость реакции. Сколько моль газов А и В осталось в системе?

78. Равновесие гомогенной системы 4HCl_(г) + O_2(г) 2H₂O _(г) + 2Cl_2(г) установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ, моль/л: [H₂O] = 0,14; [Сl₂] = 0,14; [HCl] = 0,20; [O₂] = 0,32. Вычислите исходные концентрации хлористого водорода и кислорода.

79. Вычислите константу равновесия для системы CO_(г) + H₂O_(г) СO_2(г) + H_{2 (г)}, если равновесные концентрации веществ, моль/л: [CO] = 0,004; [H₂O] = 0,084; [CO₂] = 0,016; [H₂] = 0,016.

80. Константа равновесия гомогенной системы CO_(г) + H₂O_(г) СO_2(г) + H_2(г) при некоторой температуре равна 1. Вычислите равновесные концентрации реаги-рующих веществ, если исходные концентрации, моль/л: С_CO = 0,10; С_H2O= 0,40.

Задания 81-100. Напишите математическое выражение К_с (константы химического равновесия) для обратимых реакций и укажите направление смещения равновесия при изменении условий:

а) уменьшении парциального давления одного из исходных газообразных веществ; б) понижении давления; в) повышении температуры.

Номер задания	Уравнение реакции	Н0, кДж/моль
81	2N2O (г) + O2 (г) 4NO (г)	196
82	4NH3(г) + 5 O2 (г) 4NO (г) + 6 H2O (г)	908
83	2H2S (г) + 3 O2 (г) 2 SO2 (г) + 2 H2O (г)	1038
84	CO2 (г) + H2 (г) CO(г) + H2O(г)	41
85	2 H2 (г) + O2 (г) 2 H2O (г)	- 484
86	2 SO2 (г) + O2(г) 2SO3(г)	- 196
87	2NO (г) + O2 (г) 2 NO2 (г)	- 112
88	Fe3O4 (т) + H2 (г) 3 FeO (т) + H2O (г)	62
89	FeO (т) + H2 (г) Fe (т) + H2O (г)	- 272
90	C( графит) + H2O (г) CO (г) + H2 (г)	131
91	CO (г) + H2O (г) CO2 (г) + H2(г)	- 41
92	SO3 (г) + H2 (г) SO2 (г) + H2O (г)	- 144
93	H2 (г) + Cl2 (г) 2HCl (г)	- 184
94	FeO (т) + CO (г) Fe (т) + CO2 (г)	- 11
95	2ZnS (т) + 3 O2 (г) 2 ZnO (т) + 2SO2 (г)	- 878
96	N2 (г) + 3 H2 (г) 2 NH3 (г)	- 92
97	СaCO3 (т) СaO (т) + CO2 (г)	175
98	2 MgCl2 (т) + 2 O2 (г) 2 MgO (т) + 2 Cl2 (г)	82
99	Сa(OH)2 (т) CaO (т) + H2O (г)	48
100	H2O (г) + CO (г) CO2 (г) + H2 (г)	- 41

3. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

3.1 Концентрация растворов

Важнейшей характеристикой количественного содержания компонентов в системе является концентрация растворов.

Концентрацией растворов называют определенное массовое (или объемное) содержание растворенного вещества в определенном массовом (или объемном) количестве растворителя или раствора.

Существуют несколько методов выражения концентрации растворов. Рассмотрим самые распространенные из них (табл.3.1).

Таблица 3.1

Методы выражения концентрации растворов	Обозначение и размерность применяемых величин
Массовая доля растворенного вещества - это отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора:	- массовая доля растворенного вещества, безразмерная величина
	mВ - масса растворенного вещества, г
	mР-РА - масса раствора, г
	V - объем раствора, мл
	с - плотность раствора, г/мл
Процентная концентрация:	С% - процентная концентрация, %
	m В - масса растворенного вещества, г
	mР-РА - масса раствора, г
Молярная концентрация, или молярность, - число молей растворенного вещества в 1 дм3 (1 литр) раствора:	СМ - молярная концентрация , или молярность; иногда обозначают М
	- количество (число моль) растворенного вещества, моль
	V - объем раствора, дм3 (л)
	mВ - масса растворенного вещества, г
	МВ - молярная масса растворенного вещества, г/моль

Для более рационального решения предложенных задач можно применять вспомогательные формулы (табл.3.2).

Таблица 3.2

Формула	Применение
mР-РА = V·с	Для вычисления массы раствора
	Для воды при 4 оС (1мл = 1 см3)
	Для перехода от процентной к молярной концентрации
	Для перехода от молярной к процентной концентрации
	Для нахождения количества вещества
m1Р-РА+ m2Р-РА= mР-РА	При сливании двух растворов различных концентраций массы первого и второго растворов складываются
m1В+ m2В= mВ	При сливании двух растворов различных концентраций массы растворенных веществ, содержащихся в растворах, складываются
m1В= m2В	При разбавлении растворов водой масса вещества, содержащегося в растворе, остается неизменной

При решении задач необходимо обращать особое внимание на размерность применяемых величин и обязательно приводить их в соответствие друг другу. Поэтому при подстановке численных значений в формулы надо указывать размерность величин. Решение задач оформлять обязательно в соответствии с приведенными ниже примерами.

Примеры решения типичных задач

Пример 1. Задача на разбавление.

Какой объем 95%-ного раствора серной кислоты ( =1,84 г/мл) надо взять для приготовления 400г 10%-ного раствора кислоты?

Приготовление раствора означает, что концентрированный раствор разбавляют водой. При этом остается неизменной масса растворенного вещества.

Кратко запишем условия задачи, обозначив параметры исходного раствора с индексом 1, приготовляемого раствора с индексом 2.



Поскольку m_1В=m_2В, то приравниваем выражения (1) и (2).

Расчет

Ответ: объем 95%-ного раствора серной кислоты равен 22,9 мл.

Пример 2. Задача с расчетом по уравнению химической реакции.

Какая масса 25%-ного раствора гидроксида калия расходуется на нейтрализацию 75 г 15%-ного раствора уксусной кислоты?

Обозначим параметры, относящиеся к уксусной кислоте, индексом 1, гидроксиду калия - индексом 2.



Определяем количество вещества (уксусной кислоты), содержащееся в растворе:

По уравнению реакции . Рассчитаем

Найдем массу растворенного вещества, содержащегося в растворе гидроксида калия:

Определяем массу раствора гидроксида калия, содержащего данное количество растворенного вещества - гидроксида калия:

Ответ: 42 г - масса раствора гидроксида калия, которая расходуется на реакцию с уксусной кислотой.

Пример 3. Задача на приготовление раствора соли из кристаллогидрата

В 450 г воды растворили 50 г CuSO₄5H₂O. Вычислить процентное содержание кристаллогидрата (CuSO₄5H₂O) и безводной соли (CuSO₄) в растворе.

Обозначим параметры раствора кристаллогидрата с индексом 1, раствора безводной соли с индексом 2.

Рассчитаем процентное содержание кристаллогидрата в растворе:

Определим массу безводной соли в растворе:

Процентное содержание безводной соли в растворе:

Ответ: 10% - содержание кристаллогидрата в растворе, 6,39% - содержание безводной соли в растворе.

Пример 4. Задача на расчет молярной концентрации, если известна процентная концентрация.

Определить молярную концентрацию 36,2% - го (по массе) раствора соляной кислоты, плотность которого равна 1,18 г/мл.

Подставляем массу соляной кислоты (m_В) в формулу, выражающую молярную концентрацию раствора и, учитывая, что m_Р-РА = V·с, записываем формулу перехода от процентной концентрации к молярной:

. (2)

Для приведения размерности применяемых величин в соответствие выразим плотность раствора в г/л =1,18·10³г/л, тогда объем раствора получится в литрах и сокращается, формула приобретает следующий вид:

. (3)

Производим расчет, используя формулу (3) для перехода от процентной концентрации к молярной:



Ответ: 11,7моль/л.

Пример 5. Задача на определение процентной концентрации, если известна молярная концентрация раствора.

Определить процентное содержание растворенного вещества в 1,68 М растворе H₂SO₄, плотность которого равна 1,1 г/мл.

Задания к подразделу 3.1

Каждое задание содержит по две задачи (а,б).

101. а) К 500 мл раствора соляной кислоты (с = 1,10 г/мл) прибавили 2,5 л воды, после чего раствор стал 4%-ным. Определите процентное содержание растворенного вещества в исходном растворе. б) Определите молярную концентрацию 10%-ного раствора азотной кислоты (с = 1,06 г/мл).

102. а) Определите молярную концентрацию раствора сульфата калия, в 200 мл которого содержится 1,74 г растворенного вещества. б) Определите процентное содержание растворенного вещества 1 М раствора нитрaта никеля(II), плотность которого 1,08 г/мл.

103. а) Определите молярную концентрацию 10%-ного раствора серной кислоты (с = 1,07 г/мл). б) Сколько мл воды следует прибавить к 100 мл 20%-ного раствора серной кислоты (с = 1,14 г/мл) для получения 5%-ного раствора?

104. а) В каком объеме воды следует растворить 32,2 г Na₂SO₄10H₂O, чтобы получить 5%-ный раствор сульфата натрия? б) Определите процентное содержание растворенного вещества 0,9 М раствора H₃PO₄ (с = 1,05 г/мл).

105. а) Сколько граммов медного купороса СuSO₄5H₂O и воды требуется для приготовления 150 г 8%-ного раствора в расчете на безводную соль?

б) Определите молярную концентрацию 27%-ного раствора соляной кислоты (с = 1,14 г/мл).

106. а) До какого объема следует разбавить 1,5 л 20%-ного раствора хлорида аммония (с = 1,06 г/мл), чтобы получить 10%-ный раствор (с = 1,03 г/мл)?

б) Сколько миллилитров 70%-ного раствора нитрата калия (с = 1,16 г/мл) требуется для приготовления 0,5 л 0,2 М раствора?

107. а) Сколько граммов кристаллической соды Na₂CO₃10H₂O надо взять для приготовления 2 л 0,2 М раствора Na₂CO₃? б) Cколько миллилитров 36%-ного раствора соляной кислоты (с = 1,18 г/мл) требуется для приготовления 4 л 0,5 М раствора?

108. а) К 1 л 20%-ного раствора гидроксида натрия (с = 1,22 г/мл) прибавили 10 л воды. Определите процентное содержание растворенного вещества в полученном растворе. б) Определите молярную концентрацию 8%-ного раствора сульфата натрия (с = 1,08 г/мл).

109. а) Сколько миллилитров 10%-ного раствора Na₂CO₃ (с = 1,10г/мл) следует прибавить к 1 л 2%-ного раствора (с = 1,02 г/мл), чтобы получить 3%-ный раствор этой соли? б) Определите процентное содержание растворенного вещества в 2 М растворе гидроксида натрия (с = 1,08 г/мл).

110. а) Сколько миллилитров воды следует прибавить к 25 мл 40%-ного раствора KOH (с =1,40 г/мл), чтобы получить 2%-ный раствор? б) Сколько миллилитров 96 % -ного раствора серной кислоты (с = 1,84 г/мл) требуется для приготовления 300 мл 0,5 М раствора?

111. а) Сколько граммов медного купороса СuSO₄ 5H₂O следует добавить к 150 мл воды, чтобы получить 5%-ный раствор СuSO₄? б) Сколько миллилитров 30%-ного раствора азотной кислоты (с = 1,84 г/мл) требуется для приготовления 250 мл 0,5 М раствора?

112. а) Определите процентное содержание растворенного вещества в 0,25 М растворе гидроксида натрия (с = 1,01 г/мл). б) Сколько миллилитров 0,1 М раствора HCl можно приготовить из 20 мл 0,5 М раствора этой кислоты?

113. а) Определите молярную концентрацию 10%-ного раствора соляной кислоты (с = 1,05 г/мл). б) Сколько миллилитров 30%-ной азотной кислоты с с= 1,18 г/мл требуется для приготовления 250 мл 11%-ного раствора (с = 1,07 г/мл)?

114. а) Сколько миллилитров 30%-ного раствора KOH (с = 1,29 г/мл) требуется для приготовления 300 мл 0,1 М раствора? б) К 760 мл 20%-ного раствора NaOH (с = 1,22 г/мл) прибавили 140 мл 10%-ного раствора NaOH (с = 1,11 г/мл). Определите процентное содержание растворенного вещества.

115. а) К 50 мл 96%-ного раствора серной кислоты (с = 1,84 г/мл) прибавили 50 мл воды. Определите процентное содержание растворенного вещества в полученном растворе. б) Определите молярную концентрацию 72%-ного раствора азотной кислоты (с = 1,43 г/мл).

116. а) Определите молярную концентрацию 6%-ного раствора фосфорной кис-лоты (с = 1,03 г/мл). б) Определите процентное содержание растворенного вещества раствора, полученного смешением 10 мл 96%-ного раствора азотной кислоты (с=1,50г/мл) и 20мл 48%-ного раствора НNO₃ (с = 1,30 г/мл).

117. а) До какого объема следует разбавить 500 мл 20%-ного раствора хлорида натрия (с = 1,15 г/мл), чтобы получить 4,5%-ный раствор (с = 1,03 г/мл)?

б) Определите молярную концентрацию 50%-ного раствора азотной кислоты (с = 1,31 г/мл).

118. а) Определите молярную концентрацию 60%-ного раствора серной кислоты (с = 1,50 г/мл). б) Сколько миллилитров 32%-ного раствора азотной кислоты (с = 1,19 г/мл) требуется для приготовления 300 мл 0,75 М раствора?

119. а) Сколько миллилитров 0,2 М раствора азотной кислоты необходимо для нейтрализации 80 мл 0,6 М раствора NaOH? б) Определите процентное содержание растворенного вещества в 1,5 М растворе KOH (с = 1,07 г/мл).

120. а) Определите молярную концентрацию 10%-ного раствора карбоната натрия (с = 1,10г/мл). б) Сколько миллилитров 30%-ного раствора NH₄OH (с = 0,90 г/мл) требуется для получения 400 мл 2 М раствора?

3.2 Электролитическая диссоциация. Ионно-молекулярные уравнения

Электролитами называют вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.

К электролитам относятся неорганические кислоты, а также основания, амфотерные гидроксиды и соли. Они распадаются в водных растворах и расплавах на катионы (Кⁿ⁺) и анионы (А^m-).

Процесс распада молекул электролитов на ионы в среде растворителя получил название электролитической диссоциации (или ионизации).

Для количественной характеристики силы электролита используют понятие степени электролитической диссоциации (ионизации) б, которая равна отношению числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу молекул электролита, введенных в раствор (N):

б = n / N.

Таким образом, б выражают в долях единицы.

По степени диссоциации электролиты условно подразделяют на сильные (б 1) и слабые (б <0,3).

Сильные электролиты

· Соли (средние, кислые, основные): А1₂(SO₄)₃, NаHCO₃, СuОНСl.

· Неорганические кислоты: НNO₃, H₂SO₄, НС1, НВг, НI, НСlО₄. и др.

· Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов: КОН, NаОН, Са(ОН)₂, Ва(ОН)₂ и др.

Сильные электролиты диссоциируют в водном растворе практически нацело: А1₂(SO₄)₃ = 2А1³⁺+3 SO₄^2- NаHCO₃ = Nа⁺ +НСО₃-

НNО₃ = H⁺+NО₃-Н₂SO₄ = 2Н⁺+SО₄^2-

СuОНСl = CuOH⁺+Cl- Ва(ОН)₂ = Ва²⁺+2ОН-

Слабые электролиты

· Почти все органические кислоты: CH₃COOH , H₂C₂O₄ и др_..

Некоторые неорганические кислоты: H₂CO₃, H₂S, HCN, H₂SiO₃, HNO₂,

H₂SO₃ , H₃PO₄, HClO и др.

· Гидроксиды металлов основного характера (кроме щелочных и щелочноземельных) и гидроксид аммония NH₄OH.

· Амфотерные гидроксиды: Al(OH)₃, Zn(OH)₂ , Cr(OH)₃, Sn(OH)₂, Pb(OH)₂ и др.

Для слабых электролитов диссоциация - обратимый процесс, для которого справедливы общие законы равновесия.

Диссоциацию слабых электролитов характеризует константа равновесия, называемая константой диссоциации (ионизации) К_Д (табл.П.3):

CH₃COOH CH₃COO- + H⁺

Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато, и каждую ступень равновесного состояния характеризует своя константа диссоциации (причем Кд₁ всегда больше Кд₂ и т.д.), например при диссоциации H₂S : 1-я ступень H₂S H⁺ + HS- 6М10^-8;