Размещено на http://www.allbest.ru/

14. Рассчитайте, какое количество вещества содержат указанные ниже соединения: 12,0 г CH₃COOH; 60,0 г HF

Решение

Количество вещества ? равно отношению массы вещества m к молярной массе M:

1) 12,0 г CH₃COOH

m(CH₃COOH) = 12,0 г

M(CH₃COOH) = 60,05 г/моль.

?(CH₃COOH) = m(CH₃COOH) / M(CH₃COOH) = 12,0 / 60,05 = 0,20 моль.

2) 60,0 г HF

m(HF) = 60,0 г

M(HF) = 20,01 г/моль.

?(HF) = m(HF) / M(HF) = 60,0 / 20,01 = 3,00 моль.

Ответ: ?(CH₃COOH) = 0,20 моль; ?(HF) = 3,00 моль.

114. Напишите электронную формулу нейтрального атома и атома в определенной степени окисления. Исходя из электронной формулы элемента, определите наиболее устойчивые степени окисления, приведите формулы оксидов, которые данный элемент может образовать. Укажите характер оксидов и возможные гидратные соединения, которые могут быть образованы при взаимодействии оксидов с водой. Укажите, какие элементы являются электронными аналогами данного элемента, запишите их общую электронную формулу: Cu, Cu⁺

Решение

Cu, Cu⁺

Электронная формула нейтрального атома:

₂₉Cu: 1s² 2s²2p⁶ 3s²3p⁶3d¹⁰ 4s¹

Электронная формула иона Cu⁺:

₂₉Cu⁺: 1s² 2s²2p⁶ 3s²3p⁶3d¹⁰ 4s⁰

Для меди характерны степени окисления +1 и +2.

Медь образует два оксида -- Cu₂O и CuO.

Cu₂O -- амфотерный оксид, кристаллическое вещество красно-коричневого цвета. С водой не реагирует.

Реагирует с кислотами и щелочами:

Cu₂O + 4HCl = 2H[CuCl₂] + H₂O

Cu₂O + 2NaOH + H₂O ? 2Na[Cu(OH)₂]

Гидроксид меди (I) -- желтое вещество, нерастворимое в воде.

CuO -- амфотерный оксид, черные кристаллы, нерастворимые в воде.

Реагирует с кислотами:

CuO + 2HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + H₂O

Сплавляется со щелочами, образуя купраты:

CuO + 2KOH = K₂CuO₂ + H₂O

Оксиду меди(II) соответствует гидроксид меди(II) Cu(OH)₂, который является очень слабым основанием. Он способен растворяться в концентрированных растворах щелочей с образованием комплексов (то есть обладает амфотерными свойствами):

Cu(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Cu(OH)₄] -- тетрагидроксокупрат(II) натрия.

Реагирует с кислотами с образованием воды и соответствующей соли меди:

Cu(OH)₂ + H₂SO₄ = CuSO₄ + 2H₂O

Электронные аналоги меди -- серебро и золото. Общей электронной формулы для меди, серебра и золота нет, поскольку для меди и золота характерен «провал» электрона, а для серебра -- нет.

Для меди и золота общая формула (n-1)d¹⁰ns¹.

Для серебра формула 4d⁹5s².



239. Определите тепловые эффекты реакций, указанных в таблице. Значения энтальпий образования веществ возьмите в табл. 2 приложения

Решение

1) 3Fe₃O_4(к) + 8Al_(к) = 9Fe_(к) + 4Al₂O_3(к)

Согласно следствию из закона Гесса, тепловой эффект реакции равен:

ДH⁰₂₉₈ = УnДH⁰₂₉₈(прод.) - УnДH⁰₂₉₈(исх.)

n -- количество моль вещества в уравнении.

Для простых веществ энтальпия образования равна 0.

Записываем справочные величины.

ДH⁰₂₉₈(Fe₃O_4(к)) = -1117,1 кДж/моль

ДH⁰₂₉₈(Al₂O_3(к)) = -1675,0 кДж/моль

ДH⁰₂₉₈ = 4ДH⁰₂₉₈(Al₂O_3(к)) - 3ДH⁰₂₉₈(Fe₃O_4(к)) =

= 4 • (-1675,0) - 3 • (-1117,1) = -3348,7 кДж.

Тепловой эффект реакции ?H⁰₂₉₈ = -3348,7 кДж.

2) Fe₂O_3(к) + 2Al_(к) = 2Fe_(к) + Al₂O_3(к)

Записываем справочные величины.

ДH⁰₂₉₈(Fe₂O_3(к)) = -821,3 кДж/моль

ДH⁰₂₉₈(Al₂O_3(к)) = -1675,0 кДж/моль

ДH⁰₂₉₈ = ДH⁰₂₉₈(Al₂O_3(к)) - ДH⁰₂₉₈(Fe₂O_3(к)) =

= -1675,0 - (-821,3) = -853,7 кДж.

Тепловой эффект реакции ?H⁰₂₉₈ = -853,7 кДж.

339. Как изменится скорость прямой реакции к моменту, когда прореагирует … % вещества …, если начальные концентрации составляют … моль/л (табл.). Во сколько раз изменятся скорости прямой и обратной реакции, если изменить давление в … раз?

Решение

Уравнение реакции:

CO_(г) + H₂O_(г) = CO_2(г) + H_2(г)

[CO]₀ = 0,1 моль/л

[H₂O]₀ = 0,2 моль/л

Прореагировавшее вещество -- 40% CO.

Изменение давления -- уменьшение в 3 раза.

Запишем выражение скорости прямой реакции в начальный момент:

v_пр = k_пр [CO]₀ [H₂O]₀ = k_пр • 0,1 • 0,2 = 0,02 k_пр.

Количество прореагировавшего CO составит:

x(CO) = [CO]₀ • 40% = 0,1 • 0,4 = 0,04 моль/л.

Концентрация CO составит:

[CO] = [CO]₀ - x(CO) = 0,1 - 0,04 = 0,06 моль/л.

Из уравнения видим, что вещества H₂O прореагирует такое же количество:

x(H₂O) = x(CO) = 0,04 моль/л.

Тогда его концентрация составит:

[H₂O] = [H₂O]₀ - x(H₂O) = 0,2 - 0,04 = 0,16 моль/л.

Вычисляем скорость реакции:

v_пр1 = k_пр [CO] [H₂O] = k_пр • 0,06 • 0,16 = 0,0096 k_пр.

Скорость прямой реакции уменьшится в v_пр / v_пр1 = 0,02k_пр / 0,0096k_пр = 2,08 раз.

Запишем выражение скорости прямой реакции, используя давление.

v_пр = k_пр p(CO) p(H₂O)

После уменьшения давления в 3 раза:

v_пр1 = k_пр ¹/₃p(CO) ¹/₃p(H₂O) = ¹/₉ v_пр

Скорость прямой реакции уменьшится в 9 раз.

Скорость обратной реакции:

v_обр = k_обр p(CO₂) p(H₂)

После уменьшения давления в 3 раза:

v_обр1 = k_обр ¹/₃p(CO₂) ¹/₃p(H₂) = ¹/₉ v_обр

Скорость обратной реакции уменьшится в 9 раз.

439. Какую массу вещества необходимо взять для приготовления V мл раствора с определенной концентрацией, если плотность раствора с известна?

Решение

Вещество KNO₃

V = 20 мл

? = 1,012 г/мл

C_н = 1 н

Запишем выражение нормальной концентрации:

окисление атом коррозия металл

KNO₃ -- соль одновалентного металла, в которую входит кислотный остаток одноосновной кислоты. Молярная масса эквивалента равна молярной массе.

M_э(KNO₃) = 101,1 г/моль.

Вычисляем массу KNO₃.

m(KNO₃) = C_н • M_э(KNO₃) • V = 1 • 101,1 • 0,020 = 2,022 г.

Для приготовления указанного раствора нужно взять 2,022 г KNO₃.

489. Определите молярную массу вещества, при условии, что известны процентная концентрация раствора этого вещества в воде и его температура замерзания. Криоскопическая константа воды равна 1,86⁰

Решение

С% = 1,234%

t_зам = -0,071⁰С

Запишем закон Рауля:

?t_зам =

?t_зам -- понижение температуры замерзания раствора;

K_к -- криоскопическая константа;

m -- масса растворенного вещества;

m₁ -- масса растворителя;

M -- молярная масса растворенного вещества.

По условию C% = 1,234%.

t_зам = -0,071⁰С.

m = 1,234 г.

m₁ = 100 - 1,234 = 98,766 г.

?t_зам = 3,702.

Выражаем молярную массу растворенного вещества.

M = = 327,3 г/моль.

Молярная масса растворенного вещества 327,3 г/моль.

539. По приведенным в таблице данным вычислите величину, обозначенную в качестве вопроса

Решение

pH = 11

? - 100%

c(NaOH), моль/л -- ?

NaOH -- сильное основание. По условию степень диссоциации 100%, то есть вещество находится в виде ионов Na⁺ и OH-. Значит, концентрация ионов OH- равна концентрации NaOH.

pH = 11. Вычислим pOH.

pOH = 14 - pH = 14 - 11 = 3.

[OH-] = 10-^pOH = 10-³ = 0,001 моль/л.

c(NaOH) = [OH-] = 0,001 моль/л.



639. Для следующих реакций укажите окислитель и восстановитель. Пользуясь методом электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций

Решение

1) Ca + HNO₃ NH₄NO₃ + Ca(NO₃)₂ + H₂O

Применим метод электронно-ионного баланса.

4| Ca⁰ - 2e- Ca²⁺ -- окисление

1| NO₃- + 10H⁺ + 8e- NH₄⁺ + 3H₂O -- восстановление

------------------------------------------------------------------------

4Ca + NO₃- + 10H⁺ 4Ca²⁺ + NH₄⁺ + 3H₂O

Уравнение реакции:

4Ca + 10HNO₃ = 4Ca(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

Окислитель - HNO₃, восстанавливается до NH₄NO₃

Восстановитель - Ca, окисляется до Ca(NO₃)₂.

2) K₂S + KMnO₄ + H₂SO₄ S + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Применим метод электронно-ионного баланса.

5| S^2- - 2e- S⁰ -- окисление

2| MnO₄- + 8H⁺ + 5e- Mn²⁺ + 4H₂O -- восстановление

------------------------------------------------

5S^2- + 2MnO₄- + 16H⁺ 5S + 2Mn²⁺ + 8H₂O

Уравнение реакции:

5K₂S + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ = 5S + 6K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 8H₂O

Окислитель - KMnO₄, восстанавливается до MnSO₄.

Восстановитель - K₂S, окисляется до S.

735. Составьте схему гальванического элемента из металлических электродов М₁ и М₂, находящихся в растворах собственных солей с концентрациями ионов С₁ и С₂. Напишите уравнения электродных процессов и токообразующей реакции. Рассчитайте ЭДС при 298 К двумя способами. Значения стандартных электродных потенциалов и энергий Гиббса приведены в приложении

Решение

Металлы -- Mg и Ag.

c(Mg²⁺) = 0,01 моль/л

c(Ag⁺) = 0,01 моль/л

Запишем величины стандартных окислительно-восстановительных потенциалов.

E⁰(Mg²⁺/Mg) = -2,37 В

E⁰(Ag⁺/Ag) = +0,80 В

Вычисляем электродные потенциалы по уравнению Нернста.

E(Mg²⁺/Mg) = E⁰(Mg²⁺/Mg) + lg c(Mg²⁺) =

= -2,37 + lg 0,01 = -2,43 В.

E(Ag⁺/Ag) = E⁰(Ag⁺/Ag) + 0,059 lg c(Ag⁺) =

= 0,80 + 0,059 lg 0,01 = 0,68 В.

E(Mg²⁺/Mg) < E(Ag⁺/Ag)

Магний -- анод, серебро -- катод.

Анодный процесс: Mg⁰ - 2e- ? Mg²⁺

Катодный процесс: Ag⁺ + e- ? Ag⁰

Схема элемента:

(-) Mg | Mg²⁺ || Ag⁺ | Ag (+)

Токообразующая реакция:

Mg + 2Ag⁺ = Mg²⁺ + 2Ag

Вычисляем ЭДС.

ЭДС = E(Ag⁺/Ag) - E(Mg²⁺/Mg) = 0,68 - (-2,43) = 3,11 В.

Вычисляем ЭДС с помощью ?G⁰ ионов:

?G⁰ = ?G⁰(Mg²⁺) - 2?G⁰(Ag⁺) = -455,24 - 2 * 77,10 = -609,44 кДж.

ЭДС = -?G⁰ / nF

n - наименьшее общее кратное чисел электронов в полуреакциях.

F - постоянная Фарадея, 96485 Кл/моль

ЭДС = 609440 / (2 • 96485) = 3,16 В.



784. Для данного электролита напишите уравнения процессов, которые идут на электродах при электролизе; рассчитайте, сколько и каких веществ выделится на катоде и аноде, если электролиз вести при силе тока, равной I А, в течении времени t, при выходе по току В_т = %. Значения стандартных электродных потенциалов приведены в приложении

Решение

Электролит -- раствор NiCl₂

Электроды графитовые

I = 35 А

t = 30 мин

В_т = 70%

При электролизе водных растворов хлоридов на инертном аноде выделяется хлор:

2Cl- - 2e- Cl₂

E⁰(Ni²⁺/Ni) = -0,25 В

Никель способен выделяться на катоде.

Ni²⁺ + 2e- Ni⁰

Суммарное уравнение:

NiCl₂ = Ni + Cl₂

Найдем по закону Фарадея теоретическую массу выделившегося никеля.

m_т(Ni) = M_M(Ni) ? I ? t / (z • F),

где M_M(Ni) -- молярная масса; I -- сила тока, А; t -- время электролиза, с; z - число электронов в полуреакции; F - число Фарадея.

m_т(Ni) = 58,69 • 35 • 30 • 60 / (2 • 96485) = 19,16 г.

С учетом выхода по току масса никеля составит:

m(Ni) = m_т(Ni) ? В_т = 19,16 • 70 / 100 = 13,41 г.

Найдем по закону Фарадея теоретический объем выделившегося хлора:

V_т(Cl₂) = V_M(Cl₂) ? I ? t / (z • F),

V_M(Cl₂) -- молярный объем хлора, равный при н. у. 22,4 л/моль.

V_т(Cl₂) = 22,4 • 35 • 30 • 60 / (2 • 96485) = 7,31 л.

С учетом выхода по току объем хлора составит:

V(Cl₂) = V_т(Cl₂) ? В_т = 7,31 • 70 / 100 = 5,12 л.

832. Составьте уравнения анодного и катодного процессов, протекающих при контактной коррозии двух металлов в нейтральном и кислом растворах. Укажите состав продуктов коррозии в каждом случае. Значения стандартных электродных потенциалов возьмите в табл. 7 приложения

Решение

Металлы: Cu - Zn

Запишем значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов.

E⁰(Cu²⁺/Cu) = +0,34 В

E⁰(Zn²⁺/Zn) = -0,763 В

Сравнивая значения потенциалов, делаем вывод о том, что анодом будет являться цинк, а катодом -- медь.

Процесс коррозии в нейтральном растворе:

Анодный процесс: Zn⁰ - 2e- ? Zn²⁺

Катодный процесс: O₂ + 2H₂O + 4e- = 4OH-

Уравнение реакции:

2Zn + O₂ + 2H₂O = 2Zn(OH)₂

Продукт коррозии -- гидроксид цинка (II).

Процесс коррозии в кислой среде:

Анодный процесс: Zn⁰ - 2e- ? Zn²⁺

Катодный процесс: 2H⁺ + 2e- = H₂

Уравнение реакции:

Zn + 2H⁺ = Zn²⁺ + H₂

Продукты коррозии -- соль цинка (II) и водород.



Литература

1. Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. Учебник для вузов. - М.: Высшая школа, 1998. - 743 с.

2. Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. Общая и неорганическая химия. Учебник для вузов. - М.: Химия, 1992. - 592 с.

3. Лидин Р. А. Справочник по общей и неорганической химии. - М.: КолосС, 2008. - 352 с.

4. Лурье Ю. Ю. Справочник по аналитической химии. - М.: Химия, 1989. - 448 с.

5. Степин Б. Д., Цветков А. А. Неорганическая химия: Учебник для химических и химико-технологических специальностей вузов. - М.: Высшая школа, 1994. - 608 с.

6. Угай Я. А. Общая и неорганическая химия. - М.: Высшая школа, 2004. - 528 с.

Размещено на Allbest.ru