ХИМИЯ По изучению дисциплины и задания для контрольных работ

МИНИСТЕРСТВО СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА РФ

Кафедра неорганической химии

 

 

Х И М И Я

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

 

по изучению дисциплины и задания

для контрольных работ

 

студентам заочного отделения

по инженерным специальностям

 

 

САНКТ-ПЕТЕРБУРГ

2 0 1 0

 

 

Методические рекомендации рассмотрены и одобрены учебно-методической комиссией факультета почвоведения и агроэкологии СПбГАУ. Протокол № 6 от 15 июня 2010 г.

 

С о с т а в и т е л и: доцент Б.П. Титов

доцент В.В. Порсев

доцент А.П. Агапова

 

ВВЕДЕНИЕ

В настоящее время в России одним из приоритетных национальных проектов по модернизации страны признана коренная перестройка сельскохозяйственного производства. Одним из важнейших этапов решения данной задачи является создание прочной материальной базы АПК.

И руководство страны, и руководство АПК стремятся модернизировать и развивать продовольственную отрасль экономики. Это предполагает: увеличение объемов производимой сельхозпродукции (при обеспечении ее необходимого качества), технологическое перевооружение перерабатывающих комплексов, ориентация производств АПК на научно обоснованные нормы потребления, а также внедрение новейших индустриальных технологий на всех участках функционирования АПК.

Усваивая общетеоретический материал, студент приобретает тот минимальный запас знаний, который понадобится ему и в будущей профессии, и при изучении специальных дисциплин на последующих курсах обучения по избранной специальности.

 

ОБЩИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ ПО ИЗУЧЕНИЮ ДИСЦИПЛИНЫ

Каждый студент выполняет одну контрольную работу и доставляет (или высылает по почте) в деканат заочного отделения, что является основанием для… Оформление контрольной работы должно быть выполнено аккуратно и разборчиво.… Условия заданий переписываются полностью с указанием номера задачи в соответствии с методическими рекомендациями.

ВОССТАНОВИТЕЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Основные понятия химии

Атом – частица вещества, состоящая из положительного заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Молекула – наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами. Химические свойства молекул определяются их составом и химическим строением.

Химический элемент – определенный вид атомов с одинаковым зарядом ядра.

Простые вещества – вещества, образованные из атомов одного элемента. Например: N₂, O₂, Cl₂, P₄, S₈ и т.п.

Сложные вещества, или химические соединения – вещества, образованные атомами разных элементов. Например: NH₃; Ca(H₂PO₄)₂; MgCl₂; KNO₃ и т.п.

Относительная атомная масса химического элемента – отношение средней массы атома естественного изотопического состава элемента к 1/12 массы атома изотопа углерода . Относительные атомные массы элементов обозначают A_r, где индекс«r» – начальная буква английского слова relative (относительный).

Записи A_r(H), A_r(O), A_r(C) означают относительные массы водорода, кислорода и углерода соответственно.

Вместо термина «относительная атомная масса» можно использовать исторически сложившийся термин «атомная масса».

Относительная молекулярная масса (М_r) равна отношению средней массы молекулы естественного изотопического состава к 1/12 массы изотопа углерода .

Относительная молекулярная масса равна сумме относительных атомных масс всех атомов, входящих в состав молекулы вещества. Она легко высчитывается по формуле вещества.

Относительная молекулярная масса вещества показывает, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома (т.е. атомной единицы массы, которая численно равна 1,66∙10^{-24 г).}

Моль – это единица количества вещества, принятая в международной системе единиц (СИ).

Один моль содержит, столько структурных единиц (молекул, атомов, ионов или других частиц), сколько атомов содержит 12 гизотопа углерода .

Зная массу одного атома углерода (1,999∙10^{-23 г), можно легко вычислить число атомов (}N_A)в 12 г углерода.

Это число называется постоянной Авогадро.

Единица количества (моль) обозначается «n».

Молярная масса вещества – это величина, равная отношению массы вещества (m) к количеству вещества:

 

Химические знаки, формулы и уравнения

Состав сложных веществ изображают при помощи химических формул: H2SO4; FeCl3 и т.п. Подстрочными индексами обозначают число атомов данного типа в… Химические уравнения записывают при помощи химических формул и знаков: FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3+3NaCl.

Основные законы химии

2. Закон постоянства состава вещества Всякое химически чистое вещество молекулярной структуры всегда имеет постоянный качественный и количественный… 3. Закон Авогадро В равных объемах различных газов при одинаковых условиях… 4. Закон эквивалентов Вещества, вступающие в химические реакции, реагируют между собой в количествах, прямо…

ЗАДАНИЯ И МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ ПО ВЫПОЛНЕНИЮ КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЫ

Важнейшие классы неорганических соединений

Перед выполнением заданий по данному разделу, студент должен запомнить, что свойства химических соединений определяются, прежде всего, их составом, поэтому необходимо освоить навыки составления формул соединений различных классов. Основным принципом при составлении формул молекул является подбор таких соотношений атомов или атомных групп в молекулах, чтобы обеспечить электронейтральность молекулы.

Важнейшими классами неорганических соединений являются оксиды, основания, кислоты и соли.

A) Оксиды

Примеры. СаН2 – гидрид кальция, Al2S3 – сульфид алюминия,

Контрольные задания

1. Определить все возможные оксиды для всех элементов своего варианта задания, приведенного в табл. 1.

2. Отметить, какие из оксидов относятся к основным, амфотерным, кислотным.

3. Составить уравнения реакций кислотных и амфотерных оксидов с К₂О и NaOH.

5. Составить уравнения реакций основных и амфотерных оксидов с SO₃ и HNO₃.

Т а б л и ц а 1

номер задания	элементы (для элементов с переменными степенями окисления следует составить все возможные формулы оксидов)
	Хром, цезий, фосфор, мышьяк
	Бром, алюминий, кальций, рубидий
	Бериллий, калий, хлор, медь
	Свинец, железо, сера, фосфор
	Литий, барий, свинец, теллур
	Марганец, фосфор, углерод, калий
	Натрий, йод, хром, литий
	Марганец, калий, углерод, магний
	Литий, барий, железо, олово
	Бор, хлор, ванадий, кальций

Пример.Элементы задания: цинк, селен, кобальт, цезий.

По таблицам определяем возможные степени окисления элементов: Zn(2+), Se(4+), Se(6+), Со(2+), Со(3+), Cs(+1).

Определяем формулы оксидов на основании правил, приведенных выше: ZnO, SeО₂, SeО₃, CoO, Со₂О₃ и Cs₂O. Распределяем по группам:

· Кислотные: SeO₂, SeО₃;

· Основные: CoO, Со₂O₃, Cs₂O;

· Амфотерные: ZnO.

Таким образом, с К₂О и NaOH могут взаимодействовать SeO₂, SеО₃ и ZnO, а с SO₃ и HNO₃ – CoO, Co₂O₃, Cs₂O и ZnO.

Напишем уравнения реакций, не забыв уравнять количество атомов до и после реакции:

К₂О + SeO₂ = K₂SeO₃,

К₂О + SeO₃ = K₂SeO₄,

К₂О + ZnO = K₂ZnO₂,

2NaOH + SeO₂ = Na₂SeO₃ + H₂O,

2NaOH + SeO₃ = Na₂SeO₄ + H₂O,

2NaOH + ZnO = Na₂ZnO₂ + H₂O,

SO₃ + CoO = CoSO₄,

3SO₃ + Со ₂O₃ = Co₂(SO₄)₃,

SO₃ + Cs₂O = Cs₂SO₄,

SO₃ + ZnO = ZnSO₄,

2HNO₃ + CoO = Co(NO₃)₂ + H₂O,

6HNO₃ + Co₂O₃ = 2Co(NO₃)₃ + 3H₂O,

2HNO₃ + Cs₂O = 2CsNO₃ + H₂O,

2HNO₃ + ZnO = Zn(NO₃)₂ + H₂O.

Для того чтобы составить формулу образующейся соли, необходимо знать формулу кислоты, соответствующей оксиду. Для ее нахождения необходимо ФОРМАЛЬНО прибавить молекулу воды к формуле кислотного или амфотерного оксида, в случае необходимости сократив число атомов до простейшей формулы:

Н₂О + SеО₃ = H₂SeO₄, то есть оксиду селена (VI) соответствует селеновая кислота H₂SeO₄, анион которой имеет формулу SeO₄^2– и заряд (2–).

Н₂О + ZnO = H₂ZnO₂, то есть оксиду цинка ФОРМАЛЬНО соответствует кислота H₂ZnO₂, анион которой имеет формулу ZnO₂^2– и заряд (2–).

Н₂О + N₂O₅ = H₂N₂O₆, сокращая на два, получим формулу азотной кислоты HNO₃, соответствующей оксиду азота (V).

B) Кислоты и основания

Кислоты классифицируются: · По составу (кислородсодержащие, бескислородные). Например: HNO3 и НС1. · По основности (одно-, двух-, трехосновные). Например: HNO3, H2SO4 и Н3РО4.

Контрольные задания

1. Составить уравнения ступенчатой диссоциации соединений в своем варианте задания, приведенного в табл.2.

2. Составить уравнения реакций кислот и амфотерных гидроксидов с BaО и NaOH.

3. Составить уравнения реакций основных и амфотерных гидроксидов с SO₃ и HNO₃.

Т а б л и ц а 2

номер задания	формулы кислот и гидроксидов
	HCI	Zn(OH)2	CsOH
	Ве(ОН)2	H2SeO4	Ni(OH)2
	LiOH	H2SO3	Al(ОН)з
	HNO2	Pb(OH)2	Са(ОН)2
	Ва(ОН)2	H3BO3	Sn(OH)2
	RbOH	H2CO3	Ве(ОН)2
	Аl(ОН)3	НВrOз	Со(ОН)2
	Sr(OH)2	HNO2	Рb(ОН)2
	Cr(OH)3	H2S	LiOH
	H2SiO3	A1(OH)3	КОН

 

Пример. Вещества задания: HBrO₄, Mn(OH)₂, Cr(OH)₃.

Поскольку основные и амфотерные гидроксиды записываются одинаково, не всегда ясно к какому классу принадлежит тот или иной гидроксид. Для установления класса гидроксида металла руководствуются тем фактом, что характер его такой же, как у оксида этого металла той же степени окисления. В нашем случае Мn(OН)₂ соответствует оксид МnО (с.о. = +2), который по правилам, определенным ранее, является основным. Cr(OH)₃ соответствует оксид Cr₂O₃ (с.о. = +3), который является амфотерным. Таким образом, и с кислотой, и с основанием будет взаимодействовать Cr(OH)₃.

Напишем уравнение диссоциации кислоты. Поскольку бромная кислота одноосновна, диссоциация проходит в одну стадию:

НBrО₄ = Н⁺ + BrО₄^–.

Диссоциация основания будет происходить следующим образом (в данном случае диссоциация идет в две ступени, поскольку гидроксид марганца двухкислотен):

Мn(ОН)₂ ↔ МnОН⁺ + ОН^– ,

МnОН⁺ ↔ Мn²⁺ + ОН^–.

Диссоциация амфотерного гидроксида по основному типу:

Cr(OH)₃ ↔ Cr(OH)₂⁺ + ОН^–,

Cr(OH)₂⁺ ↔ Cr(OH)²⁺ + ОН^–,

C(rOH)²⁺ ↔ Cr³⁺ + OH^–.

Напишем уравнения реакций кислоты и амфотерного гидроксида с К₂О и NaOH, не забыв уравнять количество атомов до и после реакции:

2НBrО₄ + К₂О = 2КBrО₄ + Н₂О,

НBrО₄ + NaOH = NaBrO₄ + Н₂О,

2Cr(OH)₃ + К₂О = 2KCrO₂ + ЗН₂О,

Cr(OH)₃ + NaOH = NaCrO₂ + 2H₂O.

Напишем уравнения реакций основания и амфотерного гидроксида с SO₃ и HNO₃, не забыв уравнять количество атомов до и после реакции:

Mn(OH)₂ + SO₃ = MnSO₄ + Н₂О,

2Cr(OH)₃ + 3SO₃ = Cr₂(SO₄)₃ + 3H₂O,

Mn(OH)₂ + 2HNO₃ = Mn(NO₃)₂ + 2H₂O,

Cr(OH)₃ + 3HNO₃ = Cr(NO₃)₃ + 3H₂O.

C) Соли

Нормальные (средние) соли образуются при полном замещении ионов водорода. Кислые или основные соли образуются при неполном замещении – ионов… При составлении формулы соли необходимо соблюдать условие… Не нужно отдельно вычислять степени окисления каждого из элементов в кислотном остатке, поскольку для правильного…

Контрольные задания

1. Составить уравнения реакций образования всех солей, возможных при реакции кислоты и основания, указанных в задании во втором столбце табл. 3. Назвать соли. Написать уравнения диссоциации полученных солей.

2. По названию (столбец 3 табл. 3) составить формулы солей. Написать реакции получения солей из исходных гидроксида и кислоты.

Т а б л и ц а 3

номер задания	кислоты и гидроксиды	названия солей
	Zn(OH)2, H2SO4	гидроортофосфат натрия, бромид дигидроксожелеза (III)
	Са(ОН)2, Н2СО3	хлорат гидроксомагния, гидросульфат алюминия
	А1(ОН)3, HNO3	карбонат гидроксомеди (II), гидросульфит кальция
	Fe(OH)3, HCl	гидросульфид натрия, нитрат дигидроксохрома (III)
	КОН, H3AsO4	гипохлорит гидроксокальция, дигидроотофосфат калия
	NaOH, H3BO3	хлорид гидроксоцинка, гидросиликат натрия
	Ва(ОН)2, H2S	гидроортоарсенат аммония, ортоборат гидроксобария
	Sr(OH)2, H2SO3	нитрат гидроксоалюминия, гидросульфат марганца (II)
	Cr(OH)3, HBr	гидроортоборат калия, нитрит гидроксокальция
	RbOH, H3PO4	хлорид гидроксоникеля (II), гидросульфит магния

Пример 1. кислота и гидроксид: Со(ОН)₂ и H₂SeO₄.

Для написания формул всех возможных солей необходимо составить формулы всех возможных катионов и анионов, которые легко получить, выписав уравнения ступенчатой диссоциации для соединений задания:

Со(ОН)₂ ↔ СоОН⁺ + ОН^–;

СоОН⁺ ↔ Со²⁺ + ОН^–;

H₂SeО₄ = H⁺ + HSeО₄^– ;

HSeO₄^- = H⁺ + SeО₄^2–.

Таким образом, соли могут быть образованы следующими ионами: СоОН⁺, Со⁺, HSeO₄^– и SeО₄^2–. Составим соли, не забывая соблюдать условие электронейтральности: (CoOH)₂SeO₄, CoSeO₄, Co(HSeO₄)₂.

Обратите внимание, что образование соли из катиона СоОН⁺ и аниона HSeO₄ НЕВОЗМОЖНО, так как в этом случае частицы ОН^- и Н⁺ «встретятся» в формуле соли, что приведет к образованию Н₂О и средней соли CoSeO₄! Названия солей (название аниона см. приложение):

CoSeО₄ – селенат кобальта (II) (средняя соль),

(CoOH)₂SeO₄ – селенат гидроксокобальта (II) (основная),

Co(HSeO₄)2 – гидроселенат кобальта (II) (кислая).

Диссоциация солей, как уже упоминалось, происходит полностью. Запишем уравнения диссоциации:

CoSeO₄ → Со²⁺ + SeO₄^2–,

(CoOH)₂SeO₄ → 2CoOH⁺ + SeO₄^2–,

Co(HSeO₄)₂ → Со²⁺ + 2HSeO₄^–.

Пример 2. Названия солей: гидрокарбонат кальция, сульфат гидроксомагния.

Карбонат – соль угольной кислоты (Н₂СО₃), формула аниона: СО₃^2–. Приставка «гидро-» означает, что один ион водорода остается соединенным с анионом, то есть ион гидрокарбоната – НСО₃^–. Таким образом, формула соли: Са(НСО₃)₂. Как уже упоминалось, исходной кислотой для данной соли будет угольная (Н₂СО₃). Исходным основанием – гидроксид металла, в данном случае гидроксид кальция, то есть Са(ОН)₂. Реакция образования соли выглядит следующим образом:

Са(ОН)₂ + 2Н₂СО₃ = Са(НСО₃)₂ + 2Н₂О.

Аналогично рассмотрим следующую соль, сульфат гидроксомагния. Сульфат – соль серной кислоты (H₂SO₄), формула ее аниона: SO₄^2–. Приставка «гидроксо-» означает, что с ионом Mg²⁺ остается связана одна группа ОН^– , то есть гидроксид магния Mg(OH)₂, являющийся исходным основанием для образования соли, отдает при образовании соли только одну группу ОН^– и остается в виде MgOH⁺. Таким образом, формула соли – (MgOH)₂SO₄. Реакция образования соли:

2Mg(OH)₂ + H₂SO₄ = (MgOH)₂SO₄ + 2Н₂О.

 

 

Способы выражения концентраций растворов

· Какие системы называются растворами? · Водные растворы и их значение в технике. · Взаимодействие веществ в растворах.

Контрольные задания

По исходным данным табл. 4 выразить (рассчитав) следующие виды концентраций (каждый из студентов по своему веществу и по своим конкретным показателям m(H₂O); m(вещества); d(раствора)):

a) процентную концентрацию (С_%);

b) молярную концентрацию (С_M);

c) моляльную концентрацию (С_m);

d) титр (Т).

Т а б л и ц а 4

номер задания	m(H2O), г	m(в-ва), (г)	d(р-ра), г/см3	растворенное вещество
			1,10	Cr2(SO4)3
			1,08	CaCl2
			1,05	Na3PO4
			1,15	Al(NO3)3
			1,22	FeSO4
			1,10	BaCl2
			1,07	AlCl3
			1,35	Mg(NO3)2
			1,10	Cu(CH3COO)2
			1,12	Fe2(SO4)3
			1,20	Ba(NO3)2
			1,16	Cd(NO3)2
			1,08	FeCl3
			1,06	ZnSO4
			1,09	Al2(SO4)3
			1,18	Hg(NO3)2
			1,09	CrCl3
			1,04	Na2SO4
			1,14	Ni2(SO4)3
			1,12	(NH4)2SO4

Энергетика химических реакций

Термодинамикой называется наука о взаимных превращениях энергии из одной формы в другую. Важнейшими законами являются первый и второй законы… Раздел химической термодинамики, который занимается изучением тепловых явлений… В термохимических уравнениях рядом с формулами различных веществ следует записывать агрегатное состояние реагента (или…

Контрольные задания

51. Реакция горения бензола выражается схемой:

С₆Н₆(ж.) + О₂(г.) → СО₂(г.) + Н₂О(ж.).

Вычислить энтальпию данной реакции (предварительно уравняв), если известно, что энтальпия парообразования С₆Н₆ ΔHº_пар.(С₆Н₆) = +33,9 кДж/моль, а энтальпии образования СО₂(г.) и Н₂О(ж.) равны соответственно: –393,51 кДж/моль и –285,84 кДж/моль.

52. Рассчитать энтальпию реакции горения этилового спирта С₂Н₅ОН(г.), если стандартные энтальпии образования для С₂Н₅ОН(ж.), Н₂О(г.) и СО₂(г.) равны соответственно: –235,31 кДж/моль; –241,83 кДж/моль; и –393,51 кДж/моль.

53. Вычислить энтальпию процесса и записать термохимическое уравнение реакции горения этана, в результате которой получаются пары воды и СО₂(г.), если:

ΔНº_обр.(Н₂О(г.)) = –241,83 кДж/моль,

ΔНº_обр.(СО₂(г.)) = –393,51 кДж/моль,

ΔНº_обр.(C₂H₆(г.)) = –89,7 кДж/моль.

54. Тепловой эффект реакции сгорания жидкого бензола с образованием Н₂О(г.) и СО₂(г.) равен ΔH_х.р. = –3135,58 кДж. Составить термохимическое уравнение данной реакции и вычислить стандартную энтальпию образования С₆Н₆(ж.), если:

ΔНº_обр.(Н₂О(г.)) = –241,83 кДж/моль,

ΔНº_обр.(СО₂(г.)) = –393,51 кДж/моль.

55. Вычислить энтальпию сгорания 112 литров (при н.у.) этилена (продукты сгорания СО₂(г) и Н₂О (г.)), если:

ΔНº_обр.(С₂Н₄(г.)) = 52,28 кДж/моль,

ΔНº_обр.(СО₂(г.)) = –393,51 кДж/моль,

ΔНº_обр.(Н₂О(г.)) = –241,83 кДж/моль.

56. Рассчитать стандартную энтальпию образования РН₃(г.), исходя из уравнения:

2РН₃(г.) + 4О₂(г.) = Р₂О₅(тв.) + 3Н₂О(ж.),

ΔН_х.р. = –2360 кДж,

ΔНº_обр.(Р₂О₅(тв.)) = –1492 кДж/моль,

ΔНº_обр.(Н₂О(ж.)) = –285,84 кДж/моль.

57. Сожжены равные объемы Н₂ и С₂Н₂, взятые при одинаковых условиях. В каком случае и во сколько раз больше выделится тепла (сгорание считать полным)?

ΔНº_обр.(С₂Н₂(г.)) = 226,8 кДж/моль,

ΔНº_обр.(Н₂О(г.)) = –241,8 кДж/моль,

ΔНº_обр.(СО₂(г.)) = –393,5 кДж/моль.

58. Окисление глюкозы в организме может протекать по схеме:

С₆Н₁₂О₆(кр.) + О₂(г.) → СО₂(г.) + Н₂О(ж.).

Уравнять реакцию и рассчитать, сколько энергии получает организм при потреблении 18 г глюкозы.

ΔНº_обр.(С₆Н₁₂О₆(кр.)) = –1273 кДж/моль,

ΔНº_обр.(Н₂О(ж.)) = –285,8 кДж/моль,

ΔНº_обр.(СО₂(г.)) = –393,5 кДж/моль.

59. При взаимодействии газообразных Н₂ и СО₂ образуются Н₂О(г.) и СO(г.). Записать термохимическое уравнение и рассчитать энтальпию реакции, если:

ΔНº_обр.(СО₂(г.)) = –393,5 кДж/моль,

ΔНº_обр.(СO(г.)) = –110,5 кДж/моль,

ΔНº_обр.(Н₂О(г.)) = –241,8 кДж/моль.

60. Вычислить энтальпию реакции, если при восстановлении Fe₂O₃ металлическим Al, если было получено 150 граммов железа.

ΔНº_обр.(Al₂O₃(тв.)) = –1669,8 кДж/моль,

ΔНº_обр.(Fe₂O₃(тв.)) = –882,10 кДж/моль.

 

61-70. На основании значений стандартных энтальпий образования и абсолютных стандартных энтропий веществ вычислить величину ΔG_х.р. и сделать вывод о самопроизвольности протекания заданной реакции в стандартных условиях. Если в задании даны значения ΔGº_обр., то ΔG_х.р. рассчитывается непосредственно, не используя формулу Гиббса. Во всех заданиях значения ΔНº_обр. и ΔGº_обр. заданы в кДж/моль, а значения Sº_абс. – в Дж/моль·К. Реакции необходимо предварительно уравнять.

61. NH₃(г.) + HCl(г.) → NH₄Cl(кр.)

ΔНº_обр.: –46,19 –91,31 –315,39

Sº_абс.: 192,5 186,68 94,5

62. NH₃(г.) + О₂ (г.) → NO(г.) + Н₂О(г.)

ΔНº_обр.: –46,19 90,37 –241,83

Sº_абс.: 192,5 205,03 210,20 188,72

63. Fe₃O₄(кр.) + CO(г.) → FeO(кр.) + CO₂(г.)

ΔGº_обр.: –1014,2 –137,27 –244,3 –394,38

64. PbO₂(кр.) + Zn(кр.) → Pb(кр.) + ZnO(кр.)

ΔGº_обр.: –276,6 –350,6

65. СО₂(г.) + Н₂(г.) → СH₄(г.) + Н₂О(г.)

ΔНº_обр.: –393,51 –74,85 –241,83

Sº_абс.: 213,65 130,59 186,19 188,72

66. TiO₂(кр.)+ C(графит) → Ti(кр.) + CO(г.)

ΔНº_обр.: –943,9 –110,5

Sº_абс.: 50,3 5,69 30,7 197,91

67. С₂Н₄(г.) + О₂(г.) → СО₂(г.) + Н₂О(ж.)

ΔНº_обр.: 52,28 –393,51 –285,84

Sº_абс.: 219,45 205,03 213,65 70,1

68. НСl(г.) + O₂(г.) → Сl₂(г.) + Н₂О(ж.)

ΔGº_обр.: –92,5 –237,3

69. Al(кр.) + Fe₃O₄(кр.) → Fe(кр.) + Al₂O₃(кр.)

ΔGº_обр.: –1014,2 –1582,0

70. СН₃ОН(ж.) + O₂(г.) → Н₂О(г.) + СО₂(г.)

ΔНº_обр.: –201,17 –241,83 –393,51

Sº_абс.: 126,8 205,03 188,72 213,65

Химическая кинетика и химическое равновесие

Скорость химической реакции в каждый момент времени выражается пропорциональна концентрациям реагентов, возведённым в некоторые степени (закон… Пример 1.Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакций в… 2SO2(г.) + O2(г.) ↔ 2SO3(г.),

Контрольные задания

1. Рассчитать изменение скорости реакции при изменении концентраций реагентов. Изменения концентраций даны в таблице 5.

2. Рассчитать изменение скорости реакции при изменении температуры. Интервалы температур и температурные коэффициенты γ приведены в таблице 5.

Реакции необходимо предварительно уравнять.

 

Т а б л и ц а 5

номер задания	реакция	а)	б)	γ	ΔtºC
от	до
	H2(г.) + O2(г.) → H2O(г.)
	A(г)+B(г)→A2B(г)
	HN3(г.) + NO(г.) → H2O2(ж.) + N2(г.)
	H2(г.) + I2(г.) → HI(г.)
	SO2(г.) + O2(г.) → SO3(г.)
	B2H6(г.) + Cl2(г.) → BCl3(г.) + HCl(г.)
	NO(г.) + Br2(г.) → NOBr(г.)
	CO2(г.) + H2(г.) → CH4(г.) + H2O(г.)
	SiH4(г.) + H2O(г.) → H2(г.) + SiO2(тв.)
	N2(г.) + H2(г.) → NH3(г.)

а) – увеличение концентрации первого реагента в … раз.

б) – уменьшение концентрации второго реагента в … раз.

Реакции ионного обмена в растворах электролитов

Поэтому в растворах электролитов уравнения реакций записывают в форме ионно-молекулярных уравнений. В таких уравнениях сильные электролиты (так как… В сокращенном ионно-молекулярном уравнении одинаковые ионы с обеих сторон… H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + H2O,

Контрольные задания

81-90. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия между водными растворами веществ своего задания в таблице 6.

 

Т а б л и ц а 6

номер задания	реакция 1	реакция 2	реакция 2
	KOH и Be(OH)2	HNO3 и Mn(OH)2	HCl и AgNO3
	AgNO3 и Na3PO4	NaI и Pb(NO3)2	K2S и CdSO4
	Pb(OH)2 и HCl	NaOH и BeSO4	NH4Cl и Ca(OH)2
	K2CO3 и H2SO4	FeCl2 и NaOH	H2SO4 и Ca(OH)2
	FeCl3 и NH4OH	ZnCl2 и H2S	Na2CO3 и HNO3
	MgCO3 и HNO3	Na2S и H2SO4	KNO2 и HCl
	K2SiO3 и HCl	Ca(OH)2 и (NH4)2S	CaCl2 и AgNO3
	CuSO4 и H2S	BaCO3 и HNO3	FeCl3 и NaOH
	Al(OH)3 и KOH	Cr(OH)3 и KOH	Na2SiO3 и HNO3
	Na2CO3 и H2SO4	Zn(OH)2 и NaOH	CuSO4 и Na2S

91-100. Составьте молекулярные уравненияреакций, которым соответствуют следующие ионно-молекулярные уравнения в таблице 7.

Т а б л и ц а 7

номер задания	реакция 1	реакция 2
	H+ + OH– = H2O	Pb2+ + S2– = PbS
	ClO– + H+ = HClO	Hg2+ + 2OH– = Hg(OH)2
	2H+ + SiO32– = H2SiO3	Pb2+ + 2I– = PbI
	H+ + NO2– = HNO2	Al3+ + PO43– = AlPO4
	Ag+ + I– = AgI	Ba2+ + SO42– = BaSO4
	Cd2+ + 2OH– = Cd(OH)2	Ag+ + Cl– = AgCl
	Mg2+ + CO32– = MgCO3	SiO32– + 2H+ = H2SiO3
	NO2– + H+ = HNO2	Cd2+ + S2– = CdS
	CO32– + 2H+ = H2O + CO2	Fe3+ + 3OH– = Fe(OH)3
	Ni2+ + S2– = NiS	3Li+ + PO43– = Li3PO4

 

Гидролиз солей

Студентам рекомендуется основательно проработать по учебным пособиям соответствующие параграфы и приобрести навыки для записи процессов гидролиза… 1. Составить уравнение электролитической диссоциации соли. 2. Определить, по какому из ионов идет гидролиз соли. Гидролиз идет по иону, образованному из слабого электролита.…

Контрольные задания.

Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей, приведенных в вашем задании, а также напишите выражения для констант гидролиза.

101. Хлорид алюминия, сульфид калия.

102. Нитрат меди (II), карбонат натрия.

103. Сульфат железа (II), силикат натрия.

104. Хлорид никеля (II), сульфит калия.

105. Сульфат аммония, ортоборат натрия.

106. Хлорид цинка, сульфид бария.

107. Нитрат свинца (II), цианид калия.

108. Нитрат алюминия, ацетат калия.

109. Хлорид марганца (II), ортофосфат калия.

110. Бромид железа (III), гипохлорит натрия.

111. Хлорид хрома (III), сульфид кальция.

112. Нитрат свинца (II), карбонат калия.

113. Сульфат алюминия, ортоборат натрия.

114. Нитрат никеля (II), силикат натрия.

115. Иодид железа (II), ацетат кальция.

116. Сульфат цинка, сульфид натрия.

117. Хлорид цинка, ортофосфат калия.

118. Бромид свинца (II), карбонат натрия.

119. Сульфат олова (II), силикат калия.

120. Йодид марганца (II), гипохлорит кальция.

 

Окислительно-восстановительные реакции

Большинство степеней окисления элементов представлены в параграфе «Основные классы неорганических соединений». Следует помнить, что с.о. простых… ОВР – единый взаимосвязанный процесс. Окисление какого-либо элемента приводит… В ходе ОВР элемент-окислитель принимает электроны (акцептор электронов), а элемент-восстановитель отдает электроны…

Контрольные задания

Составить уравнения ОВР, идущих по схемам, представленным в таблице 8.

Т а б л и ц а 8

номер задания	Схемы ОВР
	SiO2 + C + Cl2 →SiCl4 + CO Fe + H2O → FeO·Fe2O3 + H2 KClO3 + MnO2 + KOH → KCl + K2MnO4 + H2O
	Ni + H2SO4(конц.) → NiSO4 + S + H2O Ca3(PO4)2 + C + SiO2 → P + CaSiO3 + CO Fe + O2 + H2O → Fe(OH)3 (при нагревании)
	NH3 + O2 → N2 + H2O Na2SO4 + C → Na2S + CO (при нагревании) Al + FeO·Fe2O3 → Fe + Al2O3
	Na2SO4 + SiO2 + C → Na2SiO3 + SO2 +CO2 Sn(NO3)2 → SnO + NO2 + O2 (при нагревании) N2 + CS2 → CO2 + N2 + S
	NH3 + O2 → NO + H2O (в присутствии Pt) MnO2 + O2 + KOH → K2MnO4 + H2O Al + HNO3(конц.) → Al(NO3)3 + N2O + H2O
	Pb(NO3)2 → PbO + NO2 + O2 (при нагревании) SO2 + NO2 + H2O → H2SO4 + NO Ni(CrO2)2 + Na2CO3 + O2 → Na2CrO4 + Ni2O3 + CO2
	KNO3 + Fe2O3 + KOH → KNO2 + K2FeO4 + H2O Mn(OH)2 + O2 + H2O → Mn(OH)4 K2Cr2O7 + C → K2O + Cr2O3 + CO (при нагревании)
	Al + KNO3 + KOH → K3AlO3 + NH3 + H2O B2O3 + Cl2 + C → BCl3 + CO (при нагревании) KNO3 + KOH + Cr2O3 → KNO2 + K2CrO4 + H2O
	Fe + HNO3(конц.) → Fe2O3 + N2O3 + H2O NO + CS2 → CO2 + N2 + S Be + H2SO4(конц.) → BeO + SO2 + H2O
	Zn + HNO3(разб.) → Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O Na2Cr2O7 → Na2CrO4 + Cr2O3 + O2 (при нагревании) CrO3 + NH3 → Cr2O3 + N2 + H2O
	Al + HNO3(конц.) → Al2O3 + NO2 + H2O NaMnO4 → Na2MnO4 + MnO2 + O2 Be + HNO3(конц.) → NO2 + Be(NO3)2 + H2O
	Cr2O3 + NaClO3 + NaOH → NaCl + Na2CrO4 + H2O S + HNO3(конц.) → H2SO4 + NO Mn + H2SO4(конц.) → MnSO4 + H2O + S
	Cr + HNO3(конц.) → Cr(NO3)3 + NO + H2O (при нагревании) SiO2 + C + Cl2 → SiCl4 + CO (при нагревании) As + HNO3(конц.) + H2O → H3AsO4 + NO
	MoS2 + K2CO3 + O2 → K2MoO4 + K2SO4 + CO2 Cu + HNO3(разб.) → Cu(NO3)2 + NO + H2O P + HNO3(конц.) → H3PO4 + NO2 + H2O
	AsH3 + HNO3(конц.) → H3AsO4 + NO + H2O C + H2SO4(конц.) → H2O + CO2 + SO2 AgNO3 → Ag + NO2 + O2 (при нагревании)
	SO2 + NO2 + H2O → H2SO4 + NO Cr + HNO3(конц.) → Cr2O3 + NO2 + H2O HCl + O2→Cl2 + H2O
	MnSO4 + NaClO3 + NaOH → NaCl + Na2MnO4 + Na2SO4 + H2O Fe + O2 + H2O → Fe(OH)3 PH3 + HNO3(конц.) → H3PO4 + NO + H2O
	Ni(CrO2)2 + C → Ni + Cr + CO Al + NaOH→NaAlO2 + H2 KMnO4 + K2C2O4 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + CO2 + H2O
	WS2 + K2CO3 + O2 → K2WO4 + K2SO4 + CO2 Zn + H2Cr2O7 + H2SO4 → ZnSO4 + Cr2O3 + H2O B + HNO3(конц.) → H3BO3 + NO2 + H2O
	V + H2SO4(конц.) → V2O5 + H2O + S Fe + HNO3(конц.) → Fe2O3 + NO2 + H2O S + HNO3(конц.) → H2SO4 + NO2 + H2O

 

Электродные потенциалы и электродвижущие силы

Обычно Г.Э.составляется из двух разнородных металлов,погруженных в растворы одноименных с этими металлами солей. Растворы сообщаются друг с другом… Существуют Г.Э., в которых генерация постоянного электрического тока… Если внешняя цепь в Г.Э. разомкнута, то электрический ток не вырабатывается, а на каждом электроде устанавливается…

Контрольные задания

141-150. Пользуясь таблицей стандартных электродных потенциалов, (см. таблицу 15) для металлов, заданных в таблице 9, и их солей, составить схему гальванического элемента.

1. Написать электронные уравнения анодного и катодного процессов, происходящих при работе гальванического элемента.

2. Рассчитать ЭДС гальванического элемента.

3. Записать суммарное уравнение ОВР.

Т а б л и ц а 9

номер задания	Ме1	CM(Ме1n+), М	Ме2	CM(Ме2m+), М
	Cd	[Cd2+] = 0,1	Al	[Al3+] = 0,01
	Ag	[Ag+] = 0,001	Ti	[Ti2+] = 0,1
	Zn	[Zn2+] = 0,01	Mn	[Mn2+] = 0,1
	Fe	[Fe2+] = 0,1	Pb	[Pb2+] = 0,1
	Ni	[Ni2+] = 0,01	Sn	[Sn2+] = 0,01
	Hg	[Hg2+] = 0,1	Al	[Al3+] = 0,01
	Cr	[Cr3+] = 0,01	Ag	[Ag+] = 0,001
	Mg	[Mg2+] = 0,1	Au	[Au3+] = 0,001
	Al	[Al3+] = 0,01	Zn	[Zn2+] = 0,1
	Cu	[Cu2+] = 0,001	V	[V2+] = 0,01

 

151-160. Для своего варианта в таблице 10 подобрать металл в пару к заданному Me₁. Концентрацию соли выбираемого металла Me₂ принять равной 0,1 моль/л. Подобрав металл, составить схему Г.Э. и выполнить пункты 1-3 предыдущего задания (т.е. заданий 140-150).

Т а б л и ц а 10

номер задания	Ме1	CM(Ме1n+), М	подобрать в пару металл Me2, являющийся:
	Mg	[Mg2+] = 0,01	анодом
	Cu	[Cu2+] = 0,05	катодом
	Ag	[Ag+] = 0,1	катодом
	Hg	[Hg2+] = 0,001	анодом
	Co	[Co2+] = 0,01	катодом
	Sn	[Sn2+] = 0,05	анодом
	Fe	[Fe2+] = 0,1	анодом
	Zn	[Zn2+] = 0,01	катодом
	V	[V2+] = 0,05	анодом
	Al	[Al3+] = 0,1	катодом

Коррозия металлов

Чаще всего, используя на практике металлы и сплавы, а также при эксплуатации различного оборудования, приходится сталкиваться с электрохимической… На аноде всегда будет проходить процесс окисления металла: Ме – nē → Men+ (анодный процесс).

Контрольные задания

1. Составить схему микрогальванического элемента, пометив какой металл является катодом, а какой анодом.

2. В соответствии со средой, указанной в таблице 11, составить электронные уравнения катодного и анодного процессов.

3. Составить уравнения образования конечных продуктов коррозии.

Т а б л и ц а 11

номер задания	контактирующие металлы	коррозионная среда
	Al и Cd	HCl
	Cu и Zn	Ca(OH)2
	Cu и Mg	влажный воздух
	Zn и Pb	вода, насыщенная кислородом
	Ni и Cu	Н2SO4
	Cr и Cu	CH3COOH
	Pb и Zn	влажный воздух
	Fe и Sn	HCl
	Ni и Ag	Na2CO3 (раствор)
	Cu и Cr	Ca(OH)2
	Cd и Fe	влажный воздух
	Fe и Sn	HF
	Mg и Cu	HCl
	Al и Cu	вода, насыщенная кислородом
	Cr и Mg	Н2SO4
	Ag и Cd	HСl
	Fe и Zn	влажный воздух
	Cd и Al	К2CO3
	Cu и Co	HF
	Fe и Mg	вода, насыщенная кислородом

 

Электролиз

Как и при работе гальванических элементов, электрод, на котором происходит восстановление,называется катодом, а электрод, на котором происходит… При электролизе расплавов (вода в системе отсутствует) процесс электролиза… 2Сl– – 2ē → Cl2 (анод),

Контрольные задания

1. Составить электронные уравнения катодного и анодного процессов электролиза для заданного в табл. 12 раствора (или расплава) электролита:

· с нерастворимым анодом;

· с растворимым анодом (если анод указан в задании).

2. Рассчитать по закону Фарадея массу металла, выделившегося на катоде, или объем газа (при н.у.), выделившегося на аноде.

3. Составить молекулярное уравнение процесса электролиза.

Т а б л и ц а 12

номер задания	соль	раств. анод	I, А	t, час	рассчитать:
	CuSO4 (раствор)	Cu			m(Cu)
	ScCl3 (раствор)	Sc	1,5		V(Cl2)
	Pb(NO3)2 (раствор)	Pb			m(Pb)
	TiCl4 (расплав)	Ti			V(Cl2)
	SnCl2 (расплав)	Sn	0,5		m(Sn)
	Ni2(SO4)3 (раствор)	Ni	0,8		V(O2)
	AgNO3 (раствор)	Ag			m(Ag)
	Cr(NO3)3 (раствор)	Cr	1,5		V(O2)
	AlF3 (расплав)	–			m(Al)
	CoSO4 (раствор)	Co			V(O2)

 

Задания по органической химии. Полимеры

191. Какие соединения называются диеновыми? Привести пример. Написать схему полимеризации при производстве синтетического каучука.

192. Предельные и непредельные углеводороды. Написать общие формулы алканов и алкенов. Примеры. Что такое полимеризация и поликонденсация? В чем отличие способов получения этих высокомолекулярных соединений?

193. Записать структурную формулу акриловой кислоты. Составить уравнение этерификации акриловой кислоты с этиловым спиртом. Напишите схему полимеризации полученного продукта этерификации.

194. Составить уравнения реакций в соответствии с цепочкой превращений:

195. Напишите структурную формулу метакриловой кислоты. Составьте уравнения реакции взаимодействия этой кислоты с метанолом, а затем приведите схему полимеризации полученного продукта этерификации.

196. Приведите примеры двух простейших аминокислот. Составьте формулы двух тетрапептидов из этих аминокислот (один – из однородных мономеров; второй – из различных). Назовите полимер из однородных мономеров.

197. Что такое альдегиды? Какова общая формула этих соединений? Написать реакцию серебряного зеркала для ацетальдегида.

198. Написать формулы фенола и муравьиного альдегида. Составить схему получения фенолформальдегидной смолы.

199. Написать формулу изопрена. Составить схему получения натурального каучука.

200. Написать структурную формулу стирола. Составить схему получения полистирола.

 

ПРИЛОЖЕНИЯ

Т а б л и ц а 13. Номера вопросов для контрольной работы Предпоследняя цифра шифра Последняя цифра шифра …   Т а б л и ц а 13. Номера вопросов для контрольной работы (окончание) Предпоследняя цифра шифра …

СПИСОК РЕКОМЕНДОВАННОЙ ЛИТЕРАТУРЫ

О С Н О В Н А Я   1. Глинка Н.Л. Общая химия. – М., КноРус, 2009.