Индивидуальные РАСЧЕТНЫЕ задания. Методические рекомендации по выполнению контрольных работ по дисциплине «Химия» для студентов

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ

Бийский технологический институт (филиал)

федерального государственного бюджетного образовательного

учреждения высшего профессионального образования

«Алтайский государственный технический университет

им. И.И. Ползунова»

 

Т.И. Макрушина, А.Н. Паседкина, А.Л. Верещагин

 

Индивидуальные РАСЧЕТНЫЕ задания

 

Методические рекомендации по выполнению

контрольных работ по дисциплине «Химия» для студентов

специальностей 160700.65, 170100.65 и направлений подготовки 151900.62, 230400.62, 100800.62, 151000.62, 190600.62, 240700.62, 270800.62 всех форм обучения

 

 

 

Бийск

Издательство Алтайского государственного технического университета им. И.И. Ползунова

 

УДК 546 (075.5)

М16

Рецензент: Г.В. Багров, к.х.н., доцент БТИ АлтГТУ

 

 

Макрушина, Т.И.

  Методические рекомендации содержат примеры решения задач, контрольные задачи и…  

М16

 

Рассмотрены и одобрены

на заседании кафедры общей

химии и экспертизы товаров.

Протокол № 05 от 26 марта.2013 г.

 

 

© Макрушина Т.И., Паседкина А.Н., Верещагин А.Л., 2013 © БТИ АлтГТУ, 2013

 

СОДЕРЖАНИЕ

 

Введение……………………………………………………………..
1 Строение веществ………………………………………………….
1.1 Теоретическая часть……………………………………………..
1.2 Примеры решения задач………………………………………...
1.3. Задачи индивидуального расчетного задания………………...
2 Растворы и химическое равновесие………………………….......
2.1 Теоретическая часть……………………………………………..
2.2. Примеры решения задач………………………………………..
2.3. Задачи индивидуального расчетного задания………………...
3 Химическая кинетика и термодинамика…………………………
3.1 Теоретическая часть……………………………………………..
3.2 Примеры решения задач………………………………………...
3.3 Задачи индивидуального расчетного задания…………………
4 Окислительно-восстановительные процессы……………………
4.1 Теоретическая часть……………………………………………..
4.2 Примеры решения задач………………………………………...
4.3 Задачи индивидуального расчетного задания…………………
5 Правила выбора задач индивидуальных расчетных заданий….
Литература…………………………………………………………...

ВВЕДЕНИЕ

 

Химия − одна из важнейших и обширных областей естествознания, наука о веществах, их свойствах, строении и превращениях, происходящих в результате химических реакций, а также фундаментальных законах, которым эти превращения подчиняются. Химия является не только общетехнической, но и общеобразовательной наукой. Поэтому инженер любой специальности должен обладать достаточными знаниями в области химии.

В результате изучения дисциплины Химия студенты должны прочно усвоить основные законы химии и овладеть техникой химических расчетов; выработать навыки самостоятельного выполнения решения поставленных задач. Выполнение индивидуальных заданий является одной из форм самостоятельной работы студентов.

В данных методических рекомендациях студентами будут освоены следующие общекультурные и профессиональные компетенции:

100800«Товароведение» – владение культурой мышления, способность к восприятию информации, обобщению, анализу, постановке цели и выбору путей ее достижения (ОК-1); способность применять знания в области естественно-научных и прикладных инженерных дисциплин для организации торговых процессов (ПК-6);

151900«Конструкторско-технологическое обеспечение машиностроительных производств» – способность к саморазвитию, повышению своей квалификации и мастерства (ОК-6);

160700«Проектирование авиационных и ракетных двигателей» – творческое принятие основных законов естественно-научных дисциплин в профессиональной деятельности, применение методов математического анализа и моделирования, теоретического и экспериментального исследования (ОК-10);

170100«Боеприпасы и взрыватели» – способность представить адекватную современному уровню знаний научную картину мира на основе знания основных положений, законов и методов естественных наук и математики (ПК-7); способность выявить естественно-научную сущность проблем, возникающих в ходе профессиональной деятельности, привлечь для их решения соответствующий физико-математический аппарат (ПК-8);

151000«Технологические машины и оборудование» – способность к целенаправленному применению базовых знаний в области математических, естественных, гуманитарных и экономических наук в профессиональной деятельности (ОК-9); умение выбирать основные и вспомогательные материалы и способы реализации основных технологических процессов, применять прогрессивные методы эксплуатации технологического оборудования при изготовлении изделий машиностроения (ОК-11); умение применять современные методы для разработки малоотходных, энергосберегающих и экологически чистых машин, приводов, систем, различных комплексов, машиностроительных технологий, обеспечивающих безопасность жизнедеятельности людей и их защиту от возможных последствий аварий, катастроф и стихийных бедствий, умение применять способы рационального использования сырьевых, энергетических и других видов ресурсов в машиностроении (ОК-12);

190600«Эксплуатация транспортно-технологических машин и комплексов» – использование основных законов естественно-научных дисциплин в профессиональной деятельности, применение методов математического анализа и моделирования, теоретического и экспериментального исследования (ОК-10); умение выбирать материалы для применения при эксплуатации и ремонте транспортных машин и транспортно-технологических комплексов различного назначения с учетом влияния внешних факторов и требований безопасной и эффективной эксплуатации и стоимости (ПК-10); владение умением проводить измерительный эксперимент и оценивать результаты измерений (ПК-20);

240700«Биотехнология» – стремление к саморазвитию, повышению своей квалификации и мастерства, приобретение новых знаний в области техники и технологии, математики, естественных, гуманитарных, социальных и экономических наук (ОК-7); владение планированием эксперимента, обработкой и представлением полученных результатов (ПК-8);

270800«Строительство» – использование основных законов естественно-научных дисциплин в профессиональной деятельности, применение методов математического анализа и моделирования, теоретического и экспериментального исследования (ПК-1).

 

 

СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА

Теоретическая часть

Закон эквивалентов

Фактор эквивалентности fэ(X) – число, обозначающее, какая доля реальной частицы вещества X эквивалентна одному иону водорода в данной… Молярная масса эквивалента веществаMэ(X) – масса одного моля эквивалента этого…  

Примеры решения задач

Пример 1. Определите значение формульного количества вещества (моль) в оксиде хрома (III), затраченного на получение 21,4 г хромита (III) натрия по реакции

Cr₂O₃ + Na₂CO₃ = 2NaCrO₂ + CO₂.

Рассчитайте также объем (л, н.у.) выделившегося газа.

Решение

Дано: т (NaCrO2) = 21,4 г, М(NaCrO2) = 106,98 г/моль, VМ = 22,4 л/моль.   Найти: п(Cr2O3), V(СО2) .	n 0,2 моль Cr2O3 + Na2CO3 = 2NaCrO2 + CO2. 1 моль 2 моль 1 моль Находим формульное количество хромита (III) натрия n(NaCrO2) = 21,4/106,9 = 0,2 моль. Находим формульное количество оксида хрома (III) п(Cr2O3) = п(NaCrO2) ν(Cr2O3) / ν(NaCrO2) = 0,2 · 1 / 2 = 0,1 моль; Находим объем углекислого газа V(CO2) = VМ · п(CO2) = VM · п(Cr2O3) · ∙ν(CO2) / ν(Cr2O3) = 22,4 · 0,1 · 1/1 = = 2,24 л.
Ответ: в данной реакции участвует 0,1 моль Cr2O3 и образуется 2,24 л СО2.

Пример 2. Рассчитайте объем (мл) воды, необходимый для проведения реакции

Al₄C₃ + 12H₂O = 4Al(OH)₃ + 3CH₄,

если имеется 99,85 г карбида алюминия. Плотность воды принять равной 0,9982 г/мл.

Решение

Дано: т(Al4C3)= 100 г, ρ(H2O) = 1 г/мл, М(H2O) = 18 г/моль, М(Al4C3)= 144 г/моль. Найти: V(H2O).	0,69 моль n Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3 + 3CH4. 1 моль 12 моль Находим формульное количество Al4C3 n(Al4C3) = 100/144=0,69 моль. Находим формульное количество воды п (H2O)= п(Al4C3)· ν(H2O) /ν(Al4C3) = = 0,69·12/1 = 8,28 моль. Рассчитываем объем воды V(H2O) = m(H2O) / ρ( H2O) = = п (H2O) · М(H2O) / ρ( H2O)= = 8,28 · 18,02 / 0,9982 = = 149 мл.
Ответ: для проведения данной реакции надо взять 149 мл Н2О.

Пример 3. Из 3,85 г нитрата металла получено 1,60 г его гидроксида. Вычислите молярную массу эквивалента металла М_eq(Ме).

Решение

При решении задачи следует иметь в виду: а) молярная масса эквивалента гидроксида равна сумме молярных масс эквивалентов металла и гидроксильной группы; б) молярная масса эквивалента соли равна сумме молярных масс эквивалентов металла и кислотного остатка. Вообще молярная масса эквивалента химического соединения равна сумме молярных масс эквивалентов составляющих его частей.

Учитывая сказанное, подставляем соответствующие данные в закон эквивалентов:

п_э(A) = п_э(В) = …= п_э(С) = п_э (D) = … или

= = = .

 

 

 

Получаем М_э(Ме)=15 г/моль.

Ответ: молярная масса эквивалента металла 15 г/моль.

 

Пример 4. В какой массе Ca(OH)₂ содержится такое же количество эквивалентов, сколько в 312 г Al(OH)₃?

 

Решение

Молярная масса эквивалента равна М_э(Al(OH)₃) = М(Al(OH)₃)/3 = = 78/3 = 26 г/моль. Следовательно, в 312 г Al(OH)₃ содержится 312/26 = = 12 моль эквивалентов. Молярная масса эквивалента Ca(OH)₂ равна М_э(Са(OH)₂) = М(Са(OH)₂)/2 = 37 г/моль. Отсюда 12 моль эквивалентов составляют 37 г/моль · 12 моль = 444 г.

Ответ. В 444 г Ca(OH)₂.

 

Пример 5. На восстановление 7,09 г оксида двухвалентного металла требуется 2,24 л водорода, измеренного при нормальных условиях (н.у.). Вычислить молярную массу эквивалента оксида металла и молярную массу эквивалента металла. Чему равен относительный атомный вес металла?

Решение

 

Дано:
mмео = 7,09 г, = 2,24 л.	По закону эквивалентов массы веществ, вступающих в реакцию, пропорциональны эквивалентам:
Найти: Мэ мео , Мэ ме , Аr ме .	mмео/ Мэ меo = m (Н2) / .

Если одно из веществ находится в газообразном состоянии, то, как правило, его количество измеряется в объемных единицах (см³, л, м ³).

Отношение m(Н₂) / заменяем равным ему отношением объемов:

m_мео/М_{э мео}= / ,

где – эквивалентный объем водорода при н.у.;

Масса эквивалента водорода (1,008 г) равна половине его грамм-молекулы (2,016 г), поэтому согласно следствию из закона Авогадро (при н.у.):

= 22,4/2 = 11,2 л.

Из формулы находим эквивалент оксида металла М_{э мео,} г/моль:

 

7,09/М_{э мео}=2,24/11,2 ,

 

М_{э мео}=7,09 ∙ 11,2/2,24=35,45.

 

По закону эквивалентов

 

М_{э мео} = М_{э ме}+ М_{э о},

 

отсюда

 

М_{э ме} = М_{э мео} - М_{э о} = 35,45 - 8= 27,45 (г).

 

Молярную массу металла определяем из соотношения

 

М = М_{э ме} /f,

 

где М_{э ме} – молярная масса эквивалента металла, г/моль;

М – молярная масса металла, г/моль;

f – фактор эквивалентности.

f = 1/В,

где В – валентность металла.

 

М = М_{э ме}/ f =27,45 ∙ 2 =54,9 (г/моль).

 

Следовательно, атомная масса металла А_r = 54,9 а.е.м.

 

Ответ: М_{э мео} = 35,45 г/моль, М = 54,9 г/моль, А_{r ме} = 54,9 а.е.м.

 

Пример 6. Сколько металла, молярная масса эквивалента которого 12,16 г/моль, взаимодействует с 310 см³ кислорода, измеренного при нормальных условиях (н. у.).

 

 

Решение

 

Дано: Мэ мео = 12,16 г/моль, Vº(О2) = 310 см3.	Моль кислорода О2 (32 г) при н.у. занимает объем 22,4 л, а объем моль-экв. кислорода (8 г): 22,4/4 = 5,6 л = 5600 см3.
Найти: mме.

По закону эквивалентов

 

m_ме/М_{э ме} = V°(О₂)/ V°_э(О₂); m_ме/12,16 = 310/5600,

откуда

 

m_ме/12,16 = 310/5600,

откуда

 

m_ме=12,16 ∙ 310/5600 = 0,673 (г).

 

Ответ: масса метала m_ме = 0,673 г.

 

Пример 7.Определите значение эквивалентного количества вещества (моль) для окислителя в реакции между перманганатом калия и иодидом калия в кислотной среде (Н₂SO₄), если в реакцию вступило 0,075 моль KI. Рассчитайте также формульное количество вещества (моль) в образовавшемся йоде I₂.

Решение

Дано: n(KI)= 0,075 моль, f(KI) = 1, f(I2) =1/ 2. Найти: пэ(KMnO4), п(I2).	MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O, 2I- - 2e- = I2. По закону эквивалентов количество эквивалентов окислителя равно количеству эквивалентов восстановителя. По уравнению   пэ (B) = п(В)/fЭ(В)   рассчитываем эквивалентное количество окислителя пэ(KMnO4) = пэ(KI) = п(KI)/ f(KI) = = 0,075/1 = 0,075 моль; Находим формульное количество йода п(I2) = пэ(I2)· f(I2) = пэ(KI) ·f (I2)= = 0,038 моль.
Ответ: в данной реакции участвует 0,075 моль KMnO4 (экв.) и образуется 0,038 моль I2.

Пример 8. Рассчитайте массу (г) алюминия, вступившего в реакцию с серной кислотой (разб.), если собрано 10,24 л газа (н.у.). В решении используйте закон эквивалентов.

 

 

Решение

Дано: V(H2) = 10,24 л, М(Al) = 27 г/моль, VМ = 22,4 л/моль, f(H2) = ½. Найти: т(Al).

Al – 3e = Al3+, 2H+ + 2e = H2. По закону эквивалентов пeq(Al) = пeq(H2). Массу алюминия можно рассчитать по уравнению т(B) = пэ(B) · Мэq(B); т(Al) = пэ(Al) · Мэ(Al) = =пэ(H2) · Мэ(Аl).   Рассчитываем количество эквивалентов водорода пэ(H2) = V(H2) / Vэ(H2) = 10,24/{1/2·22,4} = = 0,91 моль. Рассчитываем молярную массу эквивалента алюминия Мэ(Al) = f(Al)·M(Al)= 1/3·27 г/моль = = 9 г/моль. Находим массу алюминия т(Al) = 0,91·9 = 8,2 г.

Ответ: в данную реакцию вступило 8,2 г Аl.

 

Пример 9. Дайте общую характеристику элемента с порядковым номером 33. Укажите его основные химические свойства.

Решение

Дано: Элемент с порядковым номером 33.

Элемент мышьяк (порядковый номер 33) находится в четвертом периоде, в главной подгруппе V группы, его относительная атомная масса 75. Ядро атома состоит из 33 протонов и 42 нейтронов. Электроны (их 33) расположены вокруг ядра на четырех энергетических уровнях. Мышьяк – р-элемент, его электронная формула 1s22s22p63s23p63d104s24p3. Наличие пяти электронов на внешнем энергетическом уровне атома мышьяка указывает на то, что мышьяк – неметалл. Однако он обладает слабовыраженными металлическими свойствами, поскольку в группе сверху вниз происходит ослабление неметаллических свойств. Высшая степень окисления аммиака +5. Формула высшего оксида As2O5, а газообразного соединения с водородом AsH3.

Найти: указать его основные химические свойства.

Пример 10.Электрический момент связи Н-С равен 1,336∙10^-30 Кл∙м. Электронная длина связи Н-С составляет 0,109 нм. Чему равен частичный эффективный заряд Н^δ+ и С^δ-?

Решение

 

Дано: μ н – с = 1,336 ∙ 10-30 Кл ∙м, l= 0,109 нм.	μ = δ∙1 или δ = μ/l=1,336 ∙10-30/ (0,109∙10-9)=1,23∙10-20 Кл. Следовательно, эффективный заряд водорода Н δ+ равен δ+ =1,23∙10-20/(1,6∙10-19) = 0,077 от заряда электрона. Следовательно, эффективный заряд углерода С δ- равен δ- = 1,23 ∙ 10-20/(1,6 ∙ 10-19) = 0,077 от заряда электрона.
Найти: δ + - , Н δ+, δ –, С δ-.

 

Ответ: δ⁺ = 0,077, Н ^0,077+ , δ ^- = 0,077, С ^0,077-.

Пример 11.Как изменяется прочность связи Н—Э в ряду:

 

Н₂О – Н₂S–Н₂Sе – Н₂Те?

 

Решение

 

Дано: Н2О–Н2S−Н2Sе−Н2Те

В указанном ряду размеры валентных электронных облаков элементов (О, S, Se, Те) возрастают, что приводит к уменьшению степени их перекрывания с электронным облаком атома водорода и к возрастающему удалению области перекрывания от ядра атома соответствующего элемента. Это вызывает ослабление притяжения ядер взаимодействующих атомов в области перекрывания электронных облаков, т. е. ослабление связи. К этому же результату приводит возрастающее экранирование ядер рассматриваемых элементов в ряду О−S−Se−Те вследствие увеличения числа промежуточных электронных слоев. Та­ким образом, при переходе от кислорода к теллуру прочность связи Н−Э уменьшается.

Найти: Как изменится прочность связи в данном ряду?

Ответ: прочность связи в ряду Н₂О−Н₂S−Н₂Sе−Н₂Те уменьшается.

 

Задачи индивидуального расчетного задания

Основные законы химии

2. В школьном химическом кабинете пролили на пол немного соляной кислоты, и к концу урока она полностью испарилась. Хотя хлороводород сильно… 3. Масса 200 см3 ацетилена при нормальных условиях равна 0,232 г. Определите… 4. При производстве серы автоклавным методом неизбежно выделяется около 3 кг сероводорода на каждую тонну получаемой…

Периодический закон

35. Исходя из положения германия и технеция в периодической системе, составьте формулы мета- и ортогерманиевой кислот, и оксида технеция, отвечающие… 36. Атомы каких элементов четвертого периода периодической системы образуют… 37. Исходя из положения германия, молибдена и рения в периодической системе, составьте фoрмулы водородного соединения…

Химическая связь

65. Как метод валентных связей (ВС) объясняет линейное строение молекулы ВеCl2 и тетраэдрическое СН4? 66. Длина диполя молекулы HF l = 0,4 ∙ 10-10 м. Электрический момент… 67. Как метод валентных связей (ВС) объясняет угловое строение молекулы H2S и линейное молекулы СО2?

РАСТВОРЫ И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Теоретическая часть

Общие свойства растворов

Закон Рауля: понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором пропорционально мольной доле растворённого нелетучего вещества: , (2.1) где и – давление насыщенного пара растворителя над чистым растворителем и над раствором, Па,

Примеры решения задач

Пример 1.Вычислите: а) массовую долю в процентах (ω%) б) молярную концентрацию (С_м); в) молярную концентрацию эквивалента вещества (С_N); г) моляльную концентрации (С_m) раствора фосфорной кислоты Н₃РО₄, полученного при растворении 18 г кислоты в 282 см³ воды, если плотность его 1,031 г/см³. Чему равен титр (Т) этого раствора?

Решение

Дано: m(Н3РО4) = 18 г, V(Н2О) = 282 см3, ρ = 1,031 г/см3.	а) Концентрация – массовая доля в процентах – показывает число граммов (единиц массы) вещества, содержащееся
Найти: ω%, См, СN,Сm , Т.	в 100 г (единиц массы) раствора.

Так как массу 282 см³ воды можно принять равной 282 г, то масса полученного раствора 18 + 282 = 300 г и, следовательно:

 

300 — 18

100 — ω%,

 

откуда ω% = 100∙18/300 = 6 (%).

 

б) Мольно-объемная концентрация, или молярная концентрация, показывает число молей растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора. Масса 1 л раствора V∙ρ = 1000 ∙ 1,031 = 1031 г. Составляем пропорцию:

 

300 — 18

1031 — х,

 

х = 1031∙18/300 = 61,86 (г).

 

Молярную концентрацию раствора получим делением числа граммов Н₃РО₄ в 1 л раствора на молекулярную массу Н₃РО₄.

С_м = 61,86/97,99 = 0,63 М.

 

в) Молярная концентрация эквивалента вещества, или нормальность, показывает число моль-эквивалентов растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора. Так как 1 моль-эквивалент Н₃РО₄ = М/3= = 97,99/3 = 32,66 г, то

 

С_N = 61,86/32,66 = 1,89 н.

 

г) Мольно-весовая концентрация, или моляльность, показывает число грамм-молекул растворенного вещества, содержащихся в 1000 г растворителя. Массу Н₃РО₄ в 1000 г растворителя находим из соотношения:

282 — 18

1000 — х

 

х = 1000∙18/282 = 68,83 (г).

Отсюда

С_m = 63,83/97,99 = 0,65 (моль/1000 г).

 

д) Титром раствора называется количество граммов растворенного вещества в 1 см³ (мл) раствора. Так как в 1 л раствора содержится 61,86 г кислоты, то

Т = 61,86/1000 = 0,06186 (г/см³).

 

Зная нормальность раствора и молярную массу эквивалента растворенного вещества, титр легко найти по формуле:

 

Т = С_н ∙ М_э(х) /1000.

 

Ответ: ω% = 6 %, С_м = 0,63 М, С_m = 0,65 моль/1000 г, Т = 0,06186 г/см³ [3].

Пример 2.На нейтрализацию 50 см³ раствора кислоты израсходовано 25 см³ 6,5 н раствора щелочи. Чему равна нормальность раствора кислоты?

Решение

Дано: V1 50 см3, V2 = 25 см3, СN2 = 6,5 н.	Так как вещества взаимодействуют между собой в эквивалентных количествах, то растворы равной нормальности реагируют в равных объемах. Объемы растворов реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальностям, т.е.:   V1/ V2= СN2/ СN1, или V1 ∙ CN1= V2 ∙ СN2;   50 ∙ СN1 = 25 ∙ 0,5, откуда СN1 = 25∙0,5/50 = = 0,25 (н).
Найти: СN1.

Ответ: С_N1 = 0,25 н.

Пример 3.К 1 л 10 %-ного раствора КОН (ρ₁ = 1,092 г/см³) прибавили 0,5 л 5 %-ного раствора КОН (ρ₂ = 1,045 г/см³). Объем смеси довели до 2 л. Вычислите молярную концентрацию полученного раствора.

Решение

 

Дано: V1 = 1 л , ω1% = 10 % , ρ1 = 1,092 г/см3, V2 = 0,5 л , ω2% = 5 % , ρ2 = 1,045 г/ см3 , V3 = 2 л.	Масса одного литра 10 %-ного раствора КОН 1092 г. В этом растворе содержится КОН   1092∙10/100 = 109,2 г.
Найти: СМ

Масса 0,5 л 5 %-ного раствора 1045∙0,5 = 522,5 г. В растворе содержится КОН:

522,5∙5/100 = 26,125 г.

 

В общем объеме полученного раствора (2 л) масса КОН составляет 109,2 +26,125 = 135,325 г. Отсюда молярность этого раствора

 

С_м= 135,325/2∙56,1 = 1,2 М.

 

где 56,1 – молярная масса КОН.

Ответ: С_М 1,2 М.

 

Пример 4.Рассчитайте, сколько нужно взять граммов безводной соли K₂CrO₄ и какой объем воды для приготовления 300 мл 6 % раствора K₂CrO₄ (r_6% (K₂CrO₄) = 1,048 г/см³).

Решение

Дано: ωB = 0,06 K2CrO4, Vр-ра=300 мл, ρр-ра = 1,048 г/см3, ρводы ≈ 1 г/см3. Найти: mB, Vводы.	Находим массу 300 мл 6 %-ного раствора K2CrO4 mр-ра = Vр-ра · ρр-ра = 300 ∙ 1,048 = 314,4 г. Масса растворенного вещества равна произведению массы раствора на массовуюдолю растворенного вещества. Находим массу безводной соли K2CrO4 mB = ωB · mр-ра = 0,06 ∙ 314,4 = 18,86 г. Находим массу воды mводы = mр-ра − mB = 314,4 – 18,86 = 295,54 г, Vоды= mводы/ ρводы = 295,54 мл.
Ответ: масса соли равна 18,86, объем воды 295,54 мл.

Пример 5. Определите массу (г) кристаллогидрата сульфата меди состава CuSO₄ ^. 5H₂O и объем (мл) воды, необходимые для приготовления 150 мл 10 %-ного раствора при комнатной температуре (r_р-ра = 1,11 г/см³).

Если для приготовления раствора используют не безводное вещество, а его кристаллогидрат В ^. nH₂O, то следует учитывать при расчетах воду, которая входит в состав кристаллогидрата (кр). Массу кристаллогидрата m_кр определяют по формуле

 

m_кр =m_B · М _кр/ М_B, (2.5)

 

где М_кр – молярная масса кристаллогидрата;

m_B − расчетная масса вещества в растворе заданного состава.

Определение массы воды m_воды, которую необходимо добавить к рассчитанной массе кристаллогидрата для получения раствора заданного состава с массой m_(р), проводят по формуле m_воды= m_(р) − m_кр.

 

 

Решение

Дано: Vр-ра= 150 мл, ω(CuSO4) = 0,1, Мкр = 250 г/моль, М(CuSO4) = 160 г/моль, ρр-ра = 1,11 г/см3, ρводы ≈ 1 г/см3. Найти: m кр, Vводы.	Находим массу раствора mр-ра = Vр-ра · ρр-ра=150 ∙ 1,11 = 166,5 г. Рассчитываем массу кристаллогидрата mкр = mВ(CuSO4) · М кр / М(CuSO4) = = ω(CuSO4) · mр-ра · Мкр/ М(CuSO4) = = 0,1·166,5·250 / 160 = 26,02 г. Определяем объем воды Vводы = mводы /ρводы = = (mр-ра − mкр)/ρводы = (166,5 − 26,02) / 1 = = 140,48 мл
Ответ: для приготовления раствора CuSO4 надо взять 26,02 г кристаллогидрата состава CuSO4 . 5H2O и 140,48 мл воды.

Пример 6.Какой объем 96 %-ной кислоты, плотность которой 1,84 г/см³, потребуется для приготовления 3 л 0,4 н раствора?

Решение

Дано: ω1% = 96 %, ρ = 1,84 г/см3, V2 = 3 л, СN = 0,4 н. Найти: V1.	Молярная масса эквивалента H2SO4 = М/2 = = 98,08/ 2 = 49,04 г. Для приготовления 3 л 0,4 н раствора требуется 49,04 ∙ 0,4 ∙ 3 = 58,848 г H2SО4. Масса 1 см3 96 %-ной кислоты 1,84 г. В этом растворе содержится Н2SO4: 1,84 ∙ 96/100 = 1,766 г.

Следовательно, для приготовления 3 л 0,4 н. раствора надо взять этой кислоты:

 

58,848 /1,766 = 33,32 (см³).

 

Ответ: V₁ = 33,32 см³.

Пример 7. Определите водородный показатель рН в 0,006 М растворе серной кислоты при 25 °С.

Решение

Дано: сB = 0,006 моль/л.   Найти: рН.	Полная диссоциация серной кислоты H2SO4 = SO42– + 2H+, pH<7 Из одного моля серной кислоты образуются два моля ионов водорода, поэтому [H+] = 2·сB pH = –lg[H+] = –lg(2·сB) = –lg(2·0,006) = 1,92.
Ответ: 0,006 М раствор H2SO4 имеет рН 1,92.

Пример 8. Определите концентрацию (моль/л) ионов H⁺ в растворе, если pH среды равен 12,7.

Решение

По определению pH = –lg[H⁺]. Поэтому [H⁺] = 10^–pH. Следовательно, в данном случае [H⁺] = 10^–12,7 = 2·10^–13.

Ответ: 2·10^–13 моль/л.

 

Пример 9. Найдите степень диссоциации сероводородной кислоты по первой ступени в 0,1 М растворе, если K_а(I) = 1,1×10^–7.

 

Решение

По первой ступени сероводородная кислота диссоциирует следующим образом: H₂S D H⁺ + HS^-. Так как константа диссоциации H₂S очень мала, можно использовать упрощенное выражение закона разбавления Оствальда (4).

Отсюда a = (K_а(I) /С)^1/2 = (1,1×10^–7 / 0,1)^1/2 » 1,05×10^–3 или 0,105 %.

Ответ:a = 0,015 %.

Пример 10.Раствор, содержащий 11,04 г глицерина в 800 г воды, кристаллизируется при температуре минус 0,279 ^oС. Вычислить молекулярную массу глицерина.

 

Дано: m = 11,04 г, mр-ля = 800 г, tк. = – 0,279 oС.	Решение Для воды криоскопическая и эбулиоскопическая постоянные соответственно равны 1,86 кг∙K /моль и 0,52 кг∙K /моль. Температура кристаллизации чистой воды 0 oС, следовательно, понижение температуры кристаллизации: Δtк = 0 – (– 0,279) = 0,279 (oС). Масса глицерина m (г), приходящаяся на 1000 г воды,
Найти: М.

 

m/m_р-ря = 11,04 ∙ 1000/800 = 13,8 .

Подставляем в уравнение данные

М = К_к ∙ m/(m_р-ря ∙Δt),

вычисляем молекулярную массу глицерина

М = 1,86 ∙ 13,8/0,279 = 92 (г/моль).

Ответ: М = 92 г/моль.

Пример 11.Вычислить температуры кристаллизации и кипения 2 %-го водного раствора глюкозы С₆Н₁₂О₆.

Решение

 

Дано: ω% = 2 %, глюкоза, С6Н12О6.	Для воды криоскопическая и эбулиоскопическая постоянные соответственно равны 1,86 кг∙K/моль и 0,52 кг∙K/моль. Понижение температуры кристаллизации 2 %-ного раствора Δtк = 1.86 ∙ 2 1000/(180 ∙ 98) = 0,21 (oС).
Найти: tкип., tк.

Вода кристаллизируется при температуре 0 ^oС, следовательно, температура кристаллизации раствора t_к. = –0,21 ^oС.

Повышение температуры кипения 2 %-ного раствора С₆Н₁₂О₆

 

Δt_кип = 0,52 ∙ 2 ∙ 1000/(180 ∙ 98) = 0,06 (^oС).

 

Вода кипит при температуре 100 ^oС , следовательно, температура кипения этого раствора t_кип = 100+ 0,06 = 100,06 ^oС.

 

Ответ: t_кип = 100,06 ^oС, t_к = – 0,21 ^oС.

Пример 12.Раствор, содержащий 1,22 г бензойной кислоты С₆Н₅СООН в 100 г сероуглерода, кипит при температуре 46,529 ^oС. Температура кипения сероуглерода 46,3 ^oС. Вычислить эбулиоскопическую константу сероуглерода.

Решение

Дано: m = 1,22 г, m1 = 100 г, tкип =46,529 oС, tкип.1 = 46,3 oС.	Повышение температуры кипения:   Δtкип = 46,529– 46,3 = 0,229 (oС).   Один моль бензойной кислоты 122 г/моль. Из формулы находим эбулиоскопическую константу Кэ = Δt∙ Сm = 0.229 ∙ 122∙100/1,22∙1000 = = 2,29 (кг∙K /моль).
Найти: Кэ.

Ответ: К_э = 2,29 кг∙K /моль.

 

Пример 13.Вычислить процентную концентрацию водного раствора мочевины (NH₂)₂CO, зная, что температура кристаллизации этого раствора равна минус 0,465 ^oС.

Решение

Дано: tк((NH2)2CO) = – 0,465 oC.	Температура кристаллизации чистой воды 0 oС, следовательно, Δt = (–0,465) = 0,465 oC. Зная, что молярная масса мочевины 60 г/моль, находим массу m (г) растворенного вещества, приходящуюся на 1000 г воды   m/m1 = Δtк ∙M /Kк = 0.465 ∙ 60/1,86 = = 15.
Найти: ω%.

Общий вес раствора, содержащего 15 г мочевины, составляет 1000+15=1015 г. Процентное содержание мочевины в данном растворе находим из соотношения:

В 1015 г раствора – 15 г вещества,

В100 г раствора – х г вещества,

х =1,48 % .

Ответ: ω% = 1,48 % .

Пример 14. Произведение растворимости MgS при 25 ^оС равно 2,0×10^–15. Образуется ли осадок MgS при смешении равных объемов 0,004 н раствора Mg(NO₃)₂ и 0,0006 н раствора Na₂S? Степени диссоциации этих электролитов принять равными 1.

Решение

Считаем, что при смешении равных объемов растворов двух солей объем суммарного раствора увеличился вдвое. Следовательно, концентрации обеих солей уменьшились в два раза. Поэтому С_N(Mg(NO₃)₂) = 0,002 моль-экв/л, а С_N(Na₂S) = 0,0003 моль-экв/л. Для определения концентрации ионов необходимо молярную концентрацию эквивалента перевести в молярную концентрацию: С_М(Mg(NO₃)₂)= = С_N · f_э = 0,002/2 = 0,001=10^–3моль/л, С_М(Na₂S)= С_N · f_э = 0,003/2 = = 0,00015 = 1,5×10^–4 моль/л.

В соответствии с уравнением диссоциации Mg(NO₃)₂ = Mg²⁺ + + 2NO₃^-, концентрация С_М(Mg²⁺) = 10^–3моль/л. Концентрация С_М(S^2-)=1,5×10^–4моль/л, согласно уравнению диссоциации Na₂S = = 2Na⁺+S^2-. Так как ПР(MgS) = [Mg²⁺][S^2-] = 2×10^–15, то произведение концентраций С_М(Mg²⁺)×С_М(S^2-) = 10^–3 × 1,5×10^–4 = 1,5×10^–7 > ПР, поэтому осадок MgS будет выпадать.

Ответ: осадок MgS будет выпадать.

 

Пример 15. Вычислить константу гидролиза K_г, степень гидролиза a_г и рН 0,1 М раствора NH₄Cl. Константа диссоциации слабого основания K_О(NH₄OH) = 1,77×10^–5.

Решение

Соль NH₄Cl (слабого основания и сильной кислоты) подвергается гидролизу по катиону: NH₄⁺ + H₂O D NH₄OH + H⁺. Находим значение константы гидролиза:

K_г = K_В/K_О(NH₄OH) = 10^–14/(1,77×10^–5) » 5,56×10^–10.

Так как значение K_г мало, то a_г << 1. Тогда: a_г = (K_г/С)^{1/ 2}= = (5,56×10^–10 / 0,1)^1/2 » 7,46×10^–5. Следовательно, концентрация ионов

[H⁺] = a_г C = 7,46×10^–5 × 0,1 = 7,46×10^–6 и

рН = –lg[H⁺] = –lg (7,46×10^–6) » 5,13.

Ответ: K_г » 5,56×10^–10, a_г » 7,46×10^–5, рН » 5,13.

Пример 16.Вычислить степень гидролиза ацетата калия в 0,1 М растворе и pН раствора.

Решение

Дано: С = 0,1 М СН3СООК.	Уравнение гидролиза: СН3СОО– + Н2О ↔СН3СООН + ОН– ; Кг = Кв/Кк = = 10-14/(1,8 ∙ 10-5) = 5,56 ∙ 10-10.
Найти: степень гидролиза a и рН раствора.

Теперь найдем степень гидролиза

 

a = (К_г/С)^0,5 = (5,56 ∙10^-10/0,1)^0,5 = 7,5∙10^-5,

[ОН^-] = a ∙ С = 7,5 ∙10^-5 ∙ 0,1 = 7,5 ∙10^-6 ,

следовательно,

 

pОН = – lg [ОН^- ] = – lg(7,5∙10^-6) = 5,12,

 

отсюда

pН = 14 – pОН =14 – 5,12 = 8,88.

 

Ответ: степень гидролиза a =7,5∙10^-5, pН = 8,88.

 

Задачи индивидуального расчетного задания

Способы выражения состава растворов

96. Чему равна нормальность 30 %-ного раствора NaOH плотностью 1,328 г/см3? К одному литру этого раствора прибавили 5 дм3 воды. Вычислите массовую… 97. К 3 дм3 10 %-ного раствора HNO3 прибавили 5 дм3 2 %-ного раствора той же… 98. Вычислите молярную концентрацию эквивалентов и молярную концентрацию 20,8 %-ного раствора HNO3 плотностью 1,12…

Общие свойства растворов

106. Вычислите массовую долю водного раствора сахара C12H22О11, зная, что температура кристаллизации раствора –0,93 оС. Криоскопическая константа… 107. Вычислите температуру кристаллизации раствора мочевины (NH2)2CO,… 108. Раствор, содержащий 3,04 г камфоры C10H16O в 100 г бензола, кипит при 80,714 оС. Температура кипения бензола 80,2…

Слабые и сильные электролиты

а) 1,6; б) 10,5. 116. Вычислите рН растворов, в которых концентрация [Н+]-ионов равна… а) 2,0∙10-7 ; б) 8,1∙10-3 ; в) 2,7∙10-10 .

Гидролиз солей

129. Вычислите константу гидролиза Kг, степень гидролиза aг и рН: 1) 0,2 М раствора НСООК; 2) 0,001 М раствора KF; 3) 0,1 М …    

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА

И ТЕРМОДИНАМИКА

Теоретическая часть

Химическая кинетика равновесие

Химической кинетикой называется учение о скорости и механизмах химических реакций, закономерностях их развития во времени. При постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна…  

Примеры решения задач

Пример 1.Во сколько раз изменится скорость прямой реакции N₂(г)+3Н₂(г)↔ 2NH₃(г), если давление в системе увеличить в 2 раза?

Решение

Увеличение давления в системе в 2 раза равносильно уменьшению объема системы в 2 раза. При этом концентрации реагирующих веществ возрастут в 2 раза. Согласно закону действующих масс, начальная скорость реакции равна υ_н = k∙[N₂]∙[H₂]³. После увеличения давления в 2 раза концентрации азота и водорода увеличатся в 2 раза, и скорость реакции станет равна υ_к = k∙2[N₂]∙2³[H₂]³ = k∙16[N₂]∙[H₂]³. Отношение υ_к/υ_н показывает, как изменится скорость реакции после изменения давления. Следовательно, υ_к/υ_н = k∙16[N₂]∙[H₂]³/k∙[N₂]∙[H₂]³=16.

Ответ: скорость реакции увеличится в 16 раз.

Пример 2. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе: 2SO_2(г) + O_2(г) ↔2SO_3(г), если объем газовой смеси уменьшить в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы?

Решение

Обозначим концентрации реагирующих веществ: [SO₂] = а, [O₂] = b, [SO₃] = c. Согласно закону действия масс, скорости и прямой и обратной реакций до изменения объема

υ_пр = k·а²·b ; υ_обр = k₁·с₂

После уменьшения объема гомогенной системы в три раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза: [SO₂] = 3a, [O₂] = 3b, [SO₃] = 3c. При новых концентрациях скорости υ' прямой и обратной реакций: υ'_пр = k·(3a)²·(3b) = 27·k·a²·b; υ'_обр= k₁·(3с)² = 9·k₁·с². Отсюда

 

; .

 

Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной – только в девять раз. Равновесие системы сместилось в сторону образования SO₃.

Ответ: скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной – только в девять раз. Равновесие системы сместилось в сторону образования SO₃.

 

Пример 3.В реакции С(т)+2H₂(г) ↔ CH₄(г) концентрацию водорода уменьшили в 3 раза. Как изменится скорость реакции?

Решение

Согласно закону действующих масс, начальная скорость реакции равна υ_н=k∙[H₂]². После уменьшения концентрации водорода в 3 раза скорость станет равна υ_к=k∙(1/3)²[H₂]² =1/9k[H₂]². После изменения концентрации водорода скорость изменится следующим образом: υ_к/υ_н=1/9k[H₂]²/k[H₂]²=1/9.

Ответ: скорость реакции уменьшится в 9 раз.

 

Пример 4. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры с 10 до 30 ^oС (γ = 3)?

Решение

При увеличении температуры с 10 до 30 ^oС скорость реакции в соответствии с правилом Вант-Гоффа возрастает:

υ₂/υ₁=γ^(t2-t1)/10, где t₂=30 ^oC, t₁=10 ^oC, а υ₂ и υ₁ – скорости реакции при данных температурах. Получаем υ₂/υ₁=3^(30–10)/10=3²=9, т.е. скорость реакции увеличится в 9 раз.

Ответ: скорость реакции увеличится в 9 раз.

Пример 5. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 30 до 70 ^oС, если температурный коэффициент реакции равен 2.

Решение

Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа по формуле

 

;

.

Следовательно, скорость реакции при температуре 70 ^oС больше скорости реакции при температуре 30 ^oС в 16 раз.

Ответ: скорость реакции увеличится в 16 раз.

 

Пример 6. Равновесие реакции 2H₂(г)+O₂(г) ↔ 2H₂O(г) ; ∆H<0 смещается вправо: 1) при уменьшении давления; 2) при увеличении давления?

Решение

Все вещества в системе – газы. В соответствии с принципом Ле Шателье, повышение давления приводит к смещению равновесия в сторону реакции, приводящей к меньшему количеству молей газов, т.е. в сторону образования Н₂О. Следовательно, повышение давления в системе смещает равновесие реакции вправо.

Ответ: повышение давления в системе смещает равновесие реакции вправо.

 

Пример 7. В какую сторону сместится равновесие реакции 2SO₂(г)+O₂(г)↔ 2SO₃(г); ∆H<0 при повышении температуры?

 

Решение

Поскольку ∆H<0, теплота выделяется в ходе прямой реакции, которая является экзотермической. Обратная реакция будет эндотермической. Повышение температуры всегда благоприятствует протеканию реакции с поглощением теплоты, т.е. равновесие сместится в сторону исходных веществ.

Ответ: равновесие сместится влево.

 

Пример 8. Определите константу равновесия реакции NOCl₂(г)+NO(г) ↔ 2NOCl(г), если при некоторой температуре равновесные концентрации веществ составляют: [NOCl₂]=0,05; [NO]=0,55; [NOCl]=0,08 моль/л.

Решение

Константа равновесия обратимой химической реакции равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов к произведению равновесных концентраций исходных веществ. Значение каждой из концентраций должно быть возведено в степень, равную стехиометрическому коэффициенту перед соответствующим веществом в уравнении реакции. Поэтому

 

.

Ответ: 0,233.

Пример 9. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению:

РСl₅(г)↔ РСl₃(г)+Сl₂(г); ∆Н = + 92,59 кДж.

Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции – разложения РСl₅?

Решение

Смещением, или сдвигом, химического равновесия называют изменение равновесных концентраций реагирующих веществ в результате изменения одного из условий реакции. Направление, в котором сместилось равновесие, определяется по принципу Ле Шателье: а) так как реакция разложения PCl₅ эндотермическая (∆Н > 0), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру; б) так как в данной системе разложение PCl₅ ведет к увеличению объема газообразных веществ (из одной молекулы газа образуются две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление; в) смещение равновесия в указанном направлении можно достигнуть как увеличением концентрации PCl₅, так и уменьшением концентрации PCl₃ или Cl₂.

 

Пример 10. Один моль аммиака поместили в сосуд объемом 20 л и нагрели до 600 ^oC. Давление в сосуде оказалось равным 435 кПа. Рассчитайте степень разложения аммиака.

Решение

2NH₃(г) ↔ N₂(г)+3Н₂(г)

Количество (моль) газов после реакции:

PV/RT = 435∙20/(8,31∙873) = 1,20 моль.

Если разложилось х моль аммиака, то схема разложения:

осталось NH₃ (1–х); получилось N₂ (х/2) + H₂ (3х/2)

Из уравнения: 1,20 моль = (1–x) + x/2 + 3x/2 = 1+x

получим x = 0,2 моль.

Ответ: степень разложения аммиака 20 %.

Пример 11. Константа равновесия реакции N₂ + 3H₂ ↔ 2NH₃ равна 0,1 (при 400 ^oС). Равновесные концентрации [Н₂] = 0,2 моль/л и [NН₃] = 0,08 моль/л. Вычислить начальную и равновесную концентрации азота.РешениеЗаписываем выражение для константы равновесия КK = ([NH₃]²/ ([N₂]∙[H₂]³).Подставляем в выражение для К данные задачи:0,1 = (0,08²/ ([N₂]∙0,2³).Отсюда рассчитываем равновесную концентрацию [N₂] = 8 моль/л.Далее находим начальную концентрацию азота, учитывая, что из 1 моль азота согласно уравнению реакции образуется 2 моль аммиака, т.е. для получения 0,08 моль аммиака требуется 0,04 моль азота. Таким образом, начальная концентрация азота [N₂] = 8 + 0,04 =8,04 моль/л.Ответ: равновесная концентрация азота 8 моль/л, начальная – 8,04 моль/л.Пример 12.Некоторая реакция при 0 ^oС протекает практически до конца за 4,5 часа (∼16384 с = 2¹⁴ с). При какой температуре реакция пройдет практически до конца в 1 с (температурный коэффициент скорости равен 2).РешениеПодставляем данные задачи в формулу (3.2): находим t₂/10 = 14. Отсюда: t₂ = 140 ^oС.Ответ: t₂ = 140 ^oС.

 

Пример 13. Во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей при 300 К, если энергию активации уменьшить на 7 кДж/моль. РешениеВоспользуемся уравнением (3.3). Запишем его для двух скоростей реакций при двух разных энергиях активации, отличающихся на 7 кДж, и поделим одно на другое:

 

Ответ: в 16,6 раза.

 

Пример 14.При 37 ^oС реакция заканчивается за 150 с, а при 47 ^oC − за 75 с. Вычислить энергию активации.РешениеНайдем энергию активации по формуле (3.4). = 57,1 кДж/моль.

Ответ: 57,1 кДж / моль.

Пример 15. Константа равновесия гомогенной системы

СО (г) + Н ₂O (г) ↔ СО₂ (г) + Н₂ (г)

при 850 °С равна 1. Вычислите концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации:

[СО]_исх= 3 моль/л, [Н₂О] _исх = 2 моль/л.

 

Дано: СО(г)+ Н2 О ↔СО2(г)+ Н2(г), Кравн = 1, t = 850 oС, [СО]исх. = 3 моль/л, [Н2 О]исх. = 2 моль/л. Найти: [СО]равн ,[Н2 О]равн , [СО2]равн , [Н2 ]равн .

Решение: При равновесии скорости прямой и обратной реакции равны, а отношение констант этих скоростей есть тоже величина постоянная и называется константой равновесия данной системы:

v _пр= k₁[СО] [Н₂О];

v _обр= k₂[СО₂] [Н₂];

К_равн= k₁/k₂ = [СО₂] [Н₂]/[СО] [Н₂О].

В условии задачи даны исходные концентрации, в то время как в выражение К_равн входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия концентрация [СО₂ ] _равн = х моль/л. Согласно уравнению число молей образовавшегося водорода при этом будет также х моль/л. Столько же молей (х моль/л) СО и Н₂ О расходуется для образования по х молей СО₂ и Н₂.

Следовательно, равновесные концентрации всех четырех веществ будут:

[С0₂]_равн= [Н₂]_равн. = х моль/л;

[С0]_равн = (3 –х) моль/л;

[Н₂О] _равн = (2 – х ) моль/л.

Зная константу равновесия, находим значение х, а затем и исходные концентрации всех веществ:

1= х²/ (3 – х) (2 – х );

х²= 6 –2х –3х +х²; 5х= 6, х= 1,2 моль/л.

Таким образом, искомые равновесные концентрации:

[С0₂]_равн = 1,2 моль/л;

[Н₂]_равн = 1,2 моль/л;

[CO ]_равн = 3 – 1,2 = 1,8 моль/л;

[Н₂О]_равн = 2 –1,2 = 0,8 моль/л.

 

Ответ: [СО₂ ]_равн = 1,2 моль/л, [Н₂]_равн = 1,2 моль /л, [CO ]_равн = = 1,8 моль/л, [Н₂О]_равн = 0,8 моль/л.

Пример 16. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению:

РСl₅ (г) = РСl₃ (г) + Сl₂ (г); ΔН^o = + 92,59 кДж.

Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) кон­центрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции разложения PCl₅?

Дано: РСl5 (г) = РСl3 (г) + Сl2 (г).	Решение: Смещением, или сдвигом, химического равновесия называют изменение равновесных концентраций реагирующих веществ в результате изменения одного из условий реакции.
Найти: как изменить t, p, концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции?

Направление, в котором сместилось равновесие, определяется по принципу Ле Шателье: а) так как реакция разложения РСl₅ эндотермическая (ΔН > 0), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру; б) так как в данной системе разложение PCl₅ ведет к увеличению объема (из одной молекулы газа образуются две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление; в) смещения равновесия в указанном направлении можно достигнуть как увеличением концентрации PCl₅, так и уменьшением концентрации PCl₃ или Cl₂.

Ответ: для смещения равновесия в сторону прямой реакции необходимо повысить температуру, уменьшить давление и увеличить концентрацию PCl₅ или уменьшить концентрации PCl₃ или Cl₂.

 

Пример 17.Реакция горения этана выражается термохимическим уравнением С₂Н₆ (г) + 7 ¹/₂ О₂(г) = 2СО₂ (г) + 3 Н₂О(ж); ΔН = – 1559,87 кДж. Вычислить теплоту образования этана, если известны теплоты образования СО₂(г) и H₂O(ж).

 

Дано: С2Н6 (г) + 71/2 О2→2 СО2 + + 3Н2О, ΔН. = - 1559,87 кДж.	Решение: Нужно вычислить тепловой эффект реакции образования этана С2Н6, термохимическое уравнение которой имеет вид: 2С (граф) + ЗН2 (г) = С 2Н6 (г);
Найти: ΔН (С2Н6(г)).

 

a) С ₂H₆ (г) + 3 ¹/₂ О₂ (г) =2СО₂ (г) + 3Н ₂О (ж); ΔН= – 1559,87 кДж;

б) С (граф) + О ₂(г) = СО₂ (г); ΔН = – 393,51 кДж;

в) Н₂ (г) + ¹/₂О₂ (г) = Н₂О (ж); ΔН= –285,84 кДж.

На основании закона Гесса с термохимическими уравне­ниями можно оперировать так же, как и с алгебраическими.

Для получения искомого результата следует уравнение (б) умножить на 2, уравнение (в) − на 3, а затем сумму этих уравнений вычесть из уравнения (а):

С₂H₆ + 7 ¹/₂ О₂ – 2С – 2О₂ – ЗН₂ – ³/₂О₂= 2CO₂+ 3Н₂О – 2СО₂ –3Н₂О; ΔН = –1559,87 + 787,02 + 857,52;

С₂Н₆ = 2С + 3Н₂; ΔН = + 84,67 кДж.

Так как теплота образования равна теплоте разложения с обратным знаком, то ΔН_обр (С₂Н₆)_(г) = –84,67 кДж. К тому же результату придем, если для решения задачи применить вывод из закона Гесса:

ΔН= 2ΔН(CO₂) + 3ΔН (H₂O)–ΔН⁰(С₂Н₆) – 7 ¹/₂ΔН(O₂)_.

Учитывая, что теплоты образования простых веществ условно приняты равными нулю,

ΔН(С₂Н₆)= 2ΔН(CO₂) + 3ΔН(H₂O) – ΔН;

ΔН(С₂Н₆)= 2 (–393,51) + 3 (–285,84) +1559,87 = –84,67;

Ответ. ΔН(С₂Н₆(г)) = – 84,67 кДж.

Пример 18.Реакция горения этилового спирта выражается термохимическим уравнением:

С₂ Н₅ОН(ж) + 3О₂(г) = 2СО₂(г) + 3Н₂О(ж); ΔН = ?

Вычислить тепловой эффект реакции, если известно, что мольная теплота парообразования С₂Н₅ОН(ж) равна +42,36 кДж и известны теплоты образования: С₂Н₅ОН(г); СО₂(г); Н₂О(ж).

 

Дано: С2Н5ОН(ж) + 3О2(г) = 2СО2 (г) + 3Н2О(ж), ΔНпарооб =42,36 кДж.	Решение Для определения ΔН реакции необходимо знать теплоту образования С2Н5ОН(ж). Последнюю находим из данных задачи:
Найти: ΔН.

 

С₂ Н₅ОН(ж)= С₂Н₅ОН(г); ΔН_парооб= +42,36 кДж ;

+ 42,36 = –235,31 –ΔН (С₂ Н₅ОН(ж)).

ΔН((С₂ Н₅ОН(ж)) = –235,31–42,36 = –277,67 кДж.

Вычисляем ΔН реакции, применяя следствие из закона Гесса:

ΔН = 2·(–393,51) + 3·(–285,84) + 277,67 = –1366,87 кДж.

Ответ: ΔН = –1366,87 кДж.

Пример 19. Растворение моля безводной соды Na₂СО₃ в достаточно большом количестве воды сопровождается выделением 25,10 кДж теплоты, тогда как при растворении кристаллогидрата Na₂СО₃∙10 Н₂О поглощается 66,94 кДж теплоты. Вычислить теплоту гидратации Na₂СО₃ (теплоту образования кристаллогидрата).

 

Дано: ΔН = – 25,1 кДж , ΔН(Na2CO3 aq) = 66,94 кДж.	Решение Составляем термохимические уравнения соответствующих реакций: a) Na2CO3 + aq = Na2CO3∙aq; ΔН= –25,10 кДж;
Найти: ΔН (Nа 2СО3·10H2O).

 

б) Nа₂СО₃∙10Н₂О + аq =Na₂СО₃∙aq;

ΔН(Na₂CO₃∙aq) = + 66,94 кДж.

Вычитая уравнение (б) из уравнения (а),получаем ответ:

Nа₂СО₃ + 10H₂O = Nа ₂СО₃·10H₂O;

ΔН (Nа ₂СО₃∙10H₂O) = – 92,04 кДж,

т.е. при образовании Na₂CO₃∙10Н ₂О выделяется 92,04 кДж теплоты.

Ответ: теплота образования кристаллогидрата Na₂CO₃∙10Н₂О равна –92,04 кДж.

 

Пример 20. Рассчитайте изменение энергии Гиббса при превращении 1 моль переохлажденной воды при температуре минус 10 °С и давлении 1 атм в лед. Считайте постоянными в интервале температур от минус 10 до 0 °С энтропию кристаллизации DS_крист и энтальпию кристаллизации DН_крист. Энтальпия плавления DН_пл= 6 кДж/моль [6].

 

Дано: ΔНпл. = 6 кДж/моль, t1 = – 10 oС, t2 = 0 oС.	Решение ΔG = ΔH – TΔS; ΔHкрис.= – ΔHпл. ; ΔSкрист. = ΔHкрист./T крист. ; ΔG = –6+263(6/273) = –0,2 кДж/моль.
Найти: ΔG.

Ответ. ΔG = – 0,2 кДж/моль.

Пример 21. Не производя вычислений, определить знак изменения энтропии в следующих реакциях:

 

NH₄NO₃(к) = N₂O(г) + 2Н₂О(г), (1)

2Н₂(г) + О₂(г) = 2Н₂О(г), (2)

2Н₂(г) + О₂(г) = 2Н₂О(ж). (3)

 

Дано: NH4NO3(к) == N2O(г.) + 2Н2О(г), 2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О(г), 2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О(ж).	Решение: В реакции (1) 1 моль вещества в кристаллическом состоянии образует 3 моля газов, следовательно, ∆S1 > 0. В реакциях (2) и (3) уменьшается как общее число молей, так и число молей газообразных веществ, так что ∆S2 < 0 и ∆S3 <. 0. При этом ∆S3 имеет более отрицательное значение, чем ∆S2, так как S (Н2О (ж)) < S(Н2О (г)) .
Найти: знак изме­нения энтропии в реакциях.

Ответ: ∆S₁ > 0, ∆S₂ < 0 и ∆S₃ < 0.

Задачи индивидуального расчетного задания

Химическая кинетика и равновесие

а) S(к) + O2 = SO2(г); б) 2SO2(г) + О2 = 2SO3(г). Как изменятся скорости этих реакций, если объемы каждой из систем уменьшить в четыре раза?

Термохимические расчеты

169. Газообразный этиловый спирт С2Н5ОН можно получить при взаимодействии этилена С2Н4(г) и водяных паров. Напишите термохимическое уравнение этой… 170. Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II)… FеО(к)+СO(г) = Fе(к)+СO2(г); ∆ H = –13,18 кДж;

Энтропия. Энергия Гиббса

а) Н2О(ж) + О3 ®Н2О2(ж) + О2; б) СН4 + ЗСО2 ® 4СО + 2Н2О(г). 2. Вычислите ∆G° образования СН4, С2Н4 и NH3, исходя из значений ∆Н°обр и изменения энтропии ∆S°.…

ОКИЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ

Теоретическая часть

 

Электрохимическими называют процессы непосредственного превращения химической энергии в электрическую и обратно. Различают две группы: процессы превращения химической энергии в электрическую; процессы превращения электрической энергии в химическую.

Электродные потенциалы и электродвижущая сила

В результате изучения потенциалов различных электродных процессов установлено, что их величины зависят от следующих трех пара­метров: 1) от природы веществ − участников электродного процесса; 2) от концентраций (активностей) этих веществ (или ионов);

Электролиз

Законы электролиза (М. Фарадей): 1. Весовое количество выделяемого при электролизе вещества пропорционально… 2. Равные количества электричества выделяют при электролизе из различных химических соединений эквивалентные…

Примеры решения задач

Пример 1.Исходя из степени окисления (n) азота, серы и марганца в соединениях NH₃, HNO₂, НNО₃, H₂S, Н₂SО₃, H₂SO₄, МnО₂, KMnO₄ определите, какие из них могут быть только восстановителями, только окислителями и какие проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства.

 

Дано: NH3,HNO3,HNO2,H2S, H2SO4,H2SO3,MnO2,KMnO4.	Решение Степени окисления n(N) в указанных соединениях соответственно равны: (-3) – низшая, (+3) – промежуточная, (+5) – высшая;
Найти: Окислители, Восстановители.

n(S) соответственно равны: (–2) – низшая, (+4) – промежуточная, (+6) – высшая;

n(Мn) соответственно равны: (+4) – промежуточная, (+7) – высшая,

Отсюда можно сделать вывод:

-3 -2

NН₃, H₂S – только восстановители,

+5 +6 +7

НNО₃, H₂SO₄, KMnO₄ – только окислители,

+3 +4 +4 '

HNO₂ H ₂SO₃, МnО₂ – окислители и восстановители.

 

Ответ: NН₃, H₂S – только восстановители, НNО₃, H ₂SO₄, KMnO₄ − только окислители, HNO₂ H₂SO₃, MnO₂ – окислители и восстановители.

 

Пример 2. Могут ли происходить окислительно-восстановитель-ные реакции между веществами: a) H₂S и HI; б) Н₂S и Н₂SO₃; в) H₂SO₃ и HClO₄?

 

Дано: а) Н2S и HI, б) H2S и Н2SO3, в)H2SO3 и HСlO4.	Решение а) Определяем степень окисления: n(S) в H2S (-2); n(I) в HI (-1). Так как и сера, и йод имеют свою низшую степень окисления, то оба взятых вещества проявляют только восстановительные свойства и взаимодействовать друг с другом не могут.
Определить: могут ли происходить реакции?

б) n(S) в H ₂S (–2) – низшая,

n(S) в Н.₂ SО₃ ( +4) – промежуточная,

n(С1) в HClO₄ (+7) – высшая.

В случае б) и в) могут происходить реакции между веществами. Н₂SО₃ в этом случае будет проявлять восстановительные свойства.

Ответ: а) реакция не происходит; б),в) реакции происходят.

Пример 3.Закончите следующее уравнение химической реакции

H₂O₂ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ →

Укажите условия проведения реакции. В окислительно-восстано-вительной реакции приведите схемы электронно-ионного баланса.

Решение

1. Записываем две неполные полуреакции, содержащие только окислитель и его восстановленную форму, в которую он перешел в результате реакции, и восстановитель и его окисленную форму. Для этого необходимо:

• правильно определить окислитель и восстановитель;

• знать, какие продукты образуются в результате окисления и восстановления в различных средах.

В данном случае окислитель – дихромат-ион. В кислой среде он восстанавливается до катиона Cr⁺³.

Восстановителем является пероксид водорода, при его окислении выделяется молекулярный кислород.

Cr₂O₇^2- → Cr⁺³

H₂O₂ → O₂

2. Подводим материальный баланс:

а) уравниваем все элементы, кроме кислорода и водорода:

Cr₂O₇^2- → 2Cr⁺³

H₂O₂ → O₂

б) уравниваем атомы кислорода и водорода. В кислой среде это осуществляется с помощью Н⁺ и H₂O:

Cr₂O₇^2- + 14H⁺ → 2Cr⁺³ + 7H₂O

H₂O₂ → O₂ + 2H⁺

3. Уравниваем суммарный заряд слева и справа с помощью прибавления или вычитания электронов в левой части уравнения, т.е. подводим зарядовый баланс:

Cr₂O₇^2- + 14H⁺ +6e = 2Cr⁺³ + 7H₂O,

H₂O₂ – 2e = O₂ + 2H⁺.

4. К полуреакциям подбираем коэффициенты так, чтобы число отданных и принятых электронов было бы одинаковым:

Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6e = 2Cr⁺³ + 7H₂O, 1

H₂O₂ – 2e = O₂ + 2H⁺. 3

5. Складываем полуреакции с учетом подобранных в предыдущем пункте коэффициентов:

Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 3H₂O₂ = 3O₂ + 6H⁺ + 2Cr⁺³ + 7H₂O.

6. Сокращаем подобные члены (в данном случае это катионы водорода):

Cr₂O₇^2- + 8H⁺ + 3H₂O₂ = 3O₂ + 2Cr⁺³ + 7H₂O.

7. К каждому иону в левой части уравнения подбираем противоионы в нужном количестве, исходя из того, какие исходные вещества были даны. Точно такие же противоионы и точно в таком же количестве добавляем в правую часть уравнения:

 

Cr₂O₇^2- + 8H⁺ + 3H₂O₂ = 3O₂ + 2Cr⁺³ + 7H₂O.

2K⁺ 4SO₄^2- 2K⁺ 4SO₄^2-

 

8. Соединяем ионы в молекулы. В левой части − исходя из данных исходных веществ. В правой части, прежде всего, соединяем те противоионы, которые образуют малодиссоциирующее или малорастворимые электролиты. Остальные – в произвольном порядке:

K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ + 3H₂O₂ = 3O₂ + Cr₂(SO₄)₃ + 7H₂O + K₂SO₄.

Пример 4. Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции, идущей по схеме:

КМnO₄ + Н₃РО₃ + H₂SO₄ → MnSO₄ +Н₃РO₄ +K₂SO₄ +H₂O.

 

Дано: КМnO4 + Н3РО3 + H2SO4 → MnSO4+Н3РO4 +K2SO4 +H2O	Решение: Вычисляем, как изменяют свою степень окисления элементы, входящие в уравнение.
Найти: коэффициенты уравнения реакции.

Если в условии задачи даны как исходные вещества, так и продукты их взаимодействия, то написание уравнения реакции:

КМnO₄ + Н₃РО₃ + H₂SO₄ →MnSO₄+Н₃РO₄ +K₂SO₄ +H₂O

сводится, как правило, к нахождению и расстановке коэффициентов уравнения.

Коэффициенты определяют методом электронного баланса при помощи электронных уравнений окисления и восстановления. Находим окислители и восстановители реакции и отражаем это в электронных уравнениях:

восстановитель 5 Р³⁺– 2е = Р⁵⁺ процесс окисления;

окислитель 2 Mn⁷⁺ + 5e- = Мn²⁺ процесс восстановления.

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которое присоединя­ет окислитель. Общим наименьшим кратным для отданных и принятых электронов является число 10. Разделив это число на 5, получаем коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 10 на 2 получаем коэффициент 5 для восстановителя и продукта его окисления. Коэффициенты перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором. Уравнение реакции будет иметь вид

2KMnО₄ + 5Н₃РО₃ + 3H₂SO₄ =2MnSO₄+ 5Н₃РO₄+ K₂SO₄ + 3Н₂О.

Ответ: 2KMnО₄ + 5Н₃РО₃ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄+ 5Н₃РO₄+ K₂SO₄ + 3Н₂О.

 

Пример 5.Гальванический элемент состоит из металлического цинка, погруженного в 0,1 М раствор нитрата цинка, и металлического свинца, погруженного в 0,02 М раствор нитрата свинца. Вычислить ЭДС элемента, написать уравнения электродных процессов, составить схему элемента.

 

Дано: Раствор нитрата цинка 0,1 М, раствор нитрата свинца 0,02 М.	Решение EZn = – 0,76 + 0,059/2 lg0,1 = –0.79 В; EPb = –0,13 + 0,059/2lg0,02 = – 0,18 В . Находим ЭДС элемента: ΔE = EPb – EZn = –0,18–(–0,79) = 0,61В. Схема имеет вид: -Zn│Zn(NO3)2(0,1 M)││Pb(NO3)2(0,02 M)│Pb+
Найти: ЭДС.

 

Ответ: ЭДС = 0,61 В,

Zn│Zn(NO₃)₂(0,1 M)││Pb(NO₃)₂(0,02 M)│Pb⁺.

Пример 6.Определить ЭДС гальванического элемента:

Ag│AgNO₃(0,001 M)││AgNO₃(0,1 M)│Ag

В каком направлении будут перемещаться электроны во внешней цепи при работе этого элемента?

Дано: Ag│AgNO3(0,001M)│ │AgNO3(0,1 M)│Ag	Решение Стандартный электродный потенциал системы Ag+/Ag равен 0,80 В. Обозначив потенциал левого электрода через φ1, а правого через φ2, находим: Е1= 0,80 + 0,059 lg0,001= 0,62 В; Е2 = 0,80 + 0,059 lg0,1 = 0,74 В. Вычисляем Э.Д.С. элемента: ΔE = Е2 – Е1 = 0,74 – 0,62 = 0,12 В.
Найти: В каком направлении будут перемещаться электроны во внешней цепи?

Ответ: электроны будут перемещаться во внешней цепи от левого электрода к правому.

Пример 7. Определите массу серебра, выделившегося при электролизе водного раствора AgNO₃ с нерастворимым анодом, если время электролиза 25 мин, сила тока 3 А, а выход по току 95 %.

 

Дано: t = 25 мин, I = 3А, η = 95 %	Решение При электролизе водного раствора AgNO3 на электро­дах протекают процессы: на катоде: Ag+ + е- = Аg0,
Найти: mAg

на аноде: 2Н₂O - 4е^- = О₂ + 4Н⁺.

Суммарное уравнение реакции:

4AgNO₃ + 2Н ₂О = 4Ag+ О₂ + 4HNO₃.

По первому закону Фарадея:

m = М_э∙I ∙ τ / F.

Подставив в это уравне­ние известные величины:

М_э = 108 г/моль, I = 3А, τ = 25 ∙ 60 с, F = 96500 Кл,

получим теоретическое значение массы вещества:

m_теор. = 108 ∙ 3 ∙ 25 ∙ 60/96500 = 5,036 (г).

Практическое значение составит: m_Ag = 5,036 • 0,95 = 4,8 (г).

Ответ: m_Ag = 4,8 г.

 

Пример 8. Определите время, необходимое для получения 100 г металлического натрия при электролизе расплава хлорида натрия, если сила тока 2000 А, а выход по току 50 %. Сколько литров хлора при этом выделится?

Решение

Дано: mNa = 100 г, I = 2000 A, η = 50 %.	При электролизе расплава хлорида натрия на электро­дах протекают процессы:   на катоде: Na+ +е- = Na0, на анод: 2С1– + 2е- = Cl2.
Найти: V(Cl2), τ.

Суммарное уравнение реакции

2NaCl = 2Na + Cl₂ .

Молярная масса эквивалента натрия равна 23 г/моль.экв. Эквивалентный объем хлора 11,2 л. Время, необходимое для получения 100 г металлического натрия, определяем по формуле:

τ = (m·2219·F/(M_э ∙ I)) η =

= (100∙96500/23∙2000)∙0,50 = 419,5 с = 7 мин.

Объем хлора:

V(Cl₂) = 11,2 ∙ 100/23= 48,6 (л).

Ответ. V(Cl₂)= 48,6 л.

Пример 9.Хром находится в контакте с медью. Какой из металлов будет окисляться при коррозии, если эта пара металлов попадает в кислую среду (НСl)? Приведите схему образующегося при этом гальванического элемента.

 

Решение

Дано: Сr, Cu, среда кислая HCl.	Исходя из положения металлов в ряду стандартных электродных потенциалов, находим, что хром более активный металл (E0(Cr3+/Cr) = = –0,744 В) и в образующейся гальванической паре будет анодом ; медь – катодом (E0 (Cu2+/Cu0) = 0,337 В.
Найти: схему гальванического элемента.

Хромовый анод растворяется, а на медном катоде выделяется водород. Схема работающего гальванического элемента:

(-)2Cr/Cr³⁺|| HCl (Cu)3H₂/6H⁺ (+)

Cледовательно, окисляется хром.

 

Ответ: (-)2Cr/Cr³⁺|| HCl (Cu)3H₂/6H⁺ (+)

Пример 10.Вычисление массы металла, окисляющегося при коррозии.

При нарушении целостности поверхностного слоя медного покрытия на алюминии будет происходит коррозия вследствие работы гальванопары:

(-)2Al/2Al³+|| H₂SO₄ (Cu)3H₂/6H⁺(+) .

За 45 с работы этой гальванопары на катоде выделилось 0,09 л водорода. Какая масса алюминия растворилась за это время и какую силу тока дает эта гальванопара?

 

Дано: Al, Cu τ = 45 c	Решение Максимальная сила тока, даваемая гальваническим элементом, определяется следующим соотношением:
Найти: mAl , I.

I = m F /M_э,

где I – сила тока, А;

m – масса растворившегося за 1 с более активного электрода или

выделившегося за 1 с вещества на катоде;

F – постоянная Фарадея;

М_э – молярная масса эквивалента элемента, из которого сделан более активный электрод, или элемента, выделяющегося на катоде.

За 1 с на катоде выделяется 0,09:45 = 0,002 (л) Н₂.

Гальванический элемент дает ток силой

I = 0,002∙96500/11,2 = 17,2 (А).

Молярная масса эквивалента алюминия равна 9 г/моль.

За 45 с работы гальванопары алюминия растворилось

m_A1 = 9∙17,2∙45/96500 = 0,072 (г).

Ответ: I = 17,2 А, m_A1 = 0,072 г.

 

Задачи индивидуального расчетного задания

Окислительно-восстановительные реакции

KBr + KBrO3 + H2SO4 → Br2 + K2SO4 + H2O 207. Реакции выражаются схемами Р + HIO3 + H2O → H3PO4 + HI

Электродные потенциалы и электродвижущая сила

217. Увеличится, уменьшится или останется без изменения масса цинковой пластинки при взаимодействии ее с растворами: а) CuSO4; б) MgSО4; в)… 218. При какой концентрации ионов Zn2+ (моль/л) потенциал цинкового электрода… 219. Увеличится, уменьшится или останется без изменения масса кадмиевой пластинки при взаимодействии ее с растворами:…

Электролиз

247. При электролизе соли некоторого металла в течение 1,5 ч при силе тока 1,8 А на катоде выделилось 1,75 г этого металла. Вычислите эквивалентную… 248. При электролизе раствора CuSO4 на аноде выделилось 168 см3 газа (н.у.).… 249. Электролиз раствора Na2SO4 проводили в течение 5 ч при силе тока 7 А. Составьте электронные уравнения процессов,…

Коррозия металлов

277. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов с кислородной и водородной деполяризацией при коррозии пары «магний–никель».… 278. В раствор хлороводородной (соляной) кислоты поместили цинковую пластинку… 279. Почему химически чистое железо более стойко против коррозии, чем техническое железо? Составьте электронные…

ПРАВИЛА ВЫБОРА ЗАДАЧ ИНДИВИДУАЛЬНЫХ

РАСЧЕТНЫХ ЗАДАНИЙ

  Таблица 2 – Индивидуальные задания   № варианта № задачи 1, 34, 35, 65, 95, 105, 115, 127(1), 129, 167,…

ЛИТЕРАТУРА

 

1. Коровин, Н.В. Общая химия / Н.В. Коровин. - М.: Высш. шк., 2003. – 203 с.

2. Глинка, Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: учебное пособие для вузов / Н.Л. Глинка, Х.М. Рубина; под ред. В.А. Рабиновича. − Л.: Химия, 1985. – 103 с.

3. Васильева, З.Г. Лабораторный практикум по общей химии / З.Г. Васильева [и др.]. − М.: Химия, 1969. – 304 с.

4. Глинка, Н.Л. Общая химия / Н.Л. Глинка. – Л.: Химия, 2003. – 704 с.

5. Некрасов, Б.В. Учебник по общей химии / Б.В. Некрасов. − М.: Химия, 1981. – 560 с.

6. Романцева, Л.М. Сборник задач и упражнений по общей химии / Л.М. Романцева, З.Л. Лещинская, В.А. Суханова. – М.: Высшая школа, 1980. – 228 с.

 

Учебное издание

 

Макрушина Татьяна Ивановна

ПаседкинаАнна Николаевна

ВерещагинАлександр Леонидович

 

ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

Методические рекомендации по выполнению контрольных работ по дисциплине «Химия» для студентов специальностей 160700.65, 170100.65 и направлений подготовки 151900.62, 230400.62, 100800.62, 151000.62, 190600.62,…

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ

Бийский технологический институт (филиал)

федерального государственного бюджетного образовательного

учреждения высшего профессионального образования

«Алтайский государственный технический университет

им. И.И. Ползунова»

 

 

Т.И. Макрушина, А.Н. Паседкина, А.Л. Верещагин

 

ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ РАСЧЕТНЫЕ ЗАДАНИЯ

контрольных работ по дисциплине «Химия» для студентов специальностей 160700.65, 170100.65 и направлений подготовки 151900.62,…