Стась1-500

1. Кипение воды протекает без изменения химического состава веществ - это фазовый переход воды из жидкого состояния в газообразное, т.е. физический процесс. Ржавление железа - это химическая реакция, так как изменяется химический состав веществ: 2Fe + 2H2O + O2 = 2Fe(OH)2.
2. Фильтрование воды является физическим процессом, т.к. протекает без изменения химического состава веществ. Горение дерева - химический процесс, т.к. протекает с изменением химического состава веществ: С + О2 = СО2.
3. Свечение электролампы является физическим процессом, т.к. протекает без изменения химического состава веществ. Проявление фотопленки - химический процесс, т.к. протекает с изменением химического состава веществ.
4. Дистиллированная вода является химическим соединением, т.к. состоит из одного сорта молекул: Н2О, а воздух - это смесь химических соединений, т.к. состоит из различных молекул: О2, N2, He, CO2, и т.п.
5. Стекло является химическим соединением, т.к. состоит из одного сорта молекул: SiO2, а нефть - это смесь химических соединений, т.к. состоит из различных молекул (предельные и непредельные углеводороды, ароматические и т.п.)
6. Гидроксид натрия (NaOH) является химическим соединением, т.к. состоит из одного сорта молекул, а железная руда - это смесь химических соединений, т.к. состоит из различных молекул: (Fe, FeO, Fe2O3, FeS, FeS2, S и т.п.).
7. Мел встречается в природе, а серная кислота является продуктом химического производства: SO3 + H2O = H2SO4.
8. Кварц встречается в природе, а аммиачная селитра является продуктом химического производства: NH4ОН + HNO3 = NH4NO3 + H2O.
9. Поваренная соль встречается в природе, а азотная кислота является продуктом химического производства: N2O5 + H2O = 2HNO3.
10. В промышленности используются вода, кислород, азот, водород, метан, железо В сельском хозяйстве используются вода, аммиачная селитра, фосфаты металлов, карбофос В быту используются вода, хлористый натрий, пропан/бутан
11. В природе протекают реакции: 3О2 = 2О3 (образование озона во время грозы), 2Fe + 2H2O + O2 = 2 Fe(OH)2 (ржавление железа). В промышленности проводят реакции: 3H2 + N2 = 2NH3 (синтез аммиака), SO3 + H2O = H2SO4 (синтез серной кислоты), в быту: С3Н8 + 5О2 = 3СО2 + 4Н2О (горение пропана в газовой плите), Na2CO3 + 2CH3COOH = 2CH3COONa + H2O + CO2 (гашение соды уксусной кислотой).
12. Химическим элементом называется группа атомов с одинаковым зарядом ядра и электронной оболочкой. Химические элементы обозначаются двумя латинскими буквами, взятыми из полного латинского названия элемента. Al: aluminium/алюминий, At: astatium/астат, Ве: berillum/береллий, Bi: bismuthum/висмут, Fe: ferrum/железо, Ra: radium/радий, Cu: cuprum/медь, Се: cerium/церий.
13. Атом - электронейтральная частица, состоящая из ядра и вращающихся вокруг него по определенным орбитам электронов. Химический элемент - группа атомов с одинаковым зарядом ядра и электронной оболочкой. Ar: argon/аргон, Au: aurum/золото, Ag: argentum/серебро, Mg: magnesium/магний, Mn: manganum/марганец, Mo: molybdaenum/молибден, Ru: ruthenium/рутений, Re: rhenium/рений.
14. Барий Ва - металл, хлор Cl - неметалл, германий Ge - амфотерный металл, олово Sn - амфотерный металл, рубидий Rb - металл, селен Se - неметалл.
15. Бериллий Be- berillum - амфотерный металл, литий Li - lithium - металл, медь Cu - cuprum - амфотерный металл, фтор F- fluorum - неметалл, марганец Mn - manganum - металл, ксенон Xe - xenon - неметалл.
16. Титан Ti - titanium - амфотерный металл, цирконий Zr - zirconium - металл, свинец Pb - plumbum - амфотерный металл, сера S - sulfur - неметалл, стронций Sr - strontium - металл, азот N - nitrogenium - неметалл.
17. Простое вещество - группа атомов одного элемента, сложное вещество - группа атомов разных элементов. Сложные вещества - вода (Н2О), метан (СН4), аммиак (NH3), серная кислота(H2SO4). Простые вещества - хлор (Cl2), фосфор (P4).
18. Простое вещество - группа атомов одного элемента, сложное вещество - группа атомов разных элементов. Сложные вещества - азотная кислота (НNO3), бензол (С6Н6), гидразин (N2H4), силан (SiH4). Простые вещества - железо (Fe), углерод (C).
19. История атомно-молекулярного учения: у древних мыслителей представление об атомах возникло скорее как философское понятие. В учениях Демокрита, Лукреция материя рассматривалась состоящей из мельчайших неделимых частиц - атомов. Такие древнегреческие философы, как Платон и Аристотель материю считали непрерывной. Почти 18 веков научная мысль в Европе находилась под влиянием философских идей Платона и Аристотеля. Бойль, Лавуазье, Ломоносов создали фундамент новой химии: развили далее учение об элементах (Бойль, Лавуазье), молекулах, атомах (Ломоносов), показали, что масса является фундаментальным свойством материи и сохраняется в химических реакциях.
Джон Дальтон (1766-1844) философское понятие об атомах превратил в реальность. Атомистическая теория Дальтона, опубликованная в 1803-1807 гг., была основана на экспериментальных наблюдениях и занимает господствующее положение в науке до наших дней:
Каждый элемент состоит из мельчайших частиц - атомов
Все атомы одного элемента одинаковы. Атомы различных элементов имеют различные массы
В результате химических реакций атомы одного элемента не разрушаются, не превращаются в атомы другого элемента
Соединения образуются в результате комбинации атомов двух или нескольких элементов.
В определенном состоянии относительные количества атомов разного вида и вид этих атомов всегда постоянен
Началу современной атомистики способствовало открытие Рентгеном (1895) Х-лучей, не отклоняющихся в магнитном поле, открытие Беккерелем (1896) явления радиоактивности и др. Далее последовательно создавались модели строения атома: Дж.Дж. Томсоном (слоистая модель), Э. Резерфордом (планетарная модель), Бором (современная модель).
20. Атомно-молекулярное учение Дальтона: Каждый элемент состоит из мельчайших частиц - атомов. Все атомы одного элемента одинаковы. Атомы различных элементов имеют различные массы. В результате химических реакций атомы одного элемента не разрушаются, не превращаются в атомы другого элемента. Соединения образуются в результате комбинации атомов двух или нескольких элементов. В определенном состоянии относительные количества атомов разного вида и вид этих атомов всегда постоянен. Атом - система взаимодействующих элементарных частиц, состоящая из ядра и электронов. Молекула - нейтральная по заряду наименьшая совокупность атомов, связанных вследствие химического взаимодействия в определенном порядке, не имеющая, как правило, неспаренных электронов и способная к самостоятельному существованию. О существовании атомов и молекул свидетельствуют многочисленные спектроскопические исследования. В настоящее время методом электронной микроскопии высокого разрешения возможно прямое наблюдение атомов и молекул.
21. Закон сохранения массы: масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции. Закон постоянства состава: каждое химическое соединение независимо от способа его получения имеет определенный состав. Закон эквивалентов: химические соединения соединяются друг с другом в строго определенных количествах, соответствующих их химическим эквивалентам. Закон кратных отношений: если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то на одну и ту же массу одного из них приходятся такие массы другого, которые относятся между собой как простые целые числа. Закон объемных отношений и закон Авогадро: Объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу, а также к объему получающихся газообразных веществ как простые целые числа. Любые газы (в том числе и простые) состоят не из атомов, а из молекул. В равных объемах различных газов при одинаковых температуре и давлении содержится одинаковое число молекул. Эти законы основаны на постулатах атомно-молекулярной теории: а) в результате химических реакций атомы не разрушаются и не превращаются в атомы других элементов б) химические реакции заключаются в образовании новых веществ из тех же самых атомов, из которых состоят первоначальные вещества.
22. Закон сохранения массы: масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции. (т.е. если в реакцию вступило 2кг. веществ, то образуется 2 кг. продуктов) Закон постоянства состава: каждое химическое соединение независимо от способа его получения имеет определенный состав. (т.е. каким бы способом не получали воду, ее состав одинаков - Н2О). Закон эквивалентов: химические соединения соединяются друг с другом в строго определенных количествах, соответствующих их химическим эквивалентам. (т.е. гидроксид натрия может взаимодействовать с соляной кислотой только в соотношении 1:1, и не может ни в каких других соотношениях). Закон кратных отношений: если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то на одну и ту же массу одного из них приходятся такие массы другого, которые относятся между собой как простые целые числа. (например, ClF, ClF3, ClF5, ClF7). Закон объемных отношений и закон Авогадро: Объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу, а также к объему получающихся газообразных веществ как простые целые числа. Любые газы (в том числе и простые) состоят не из атомов, а из молекул. В равных объемах различных газов при одинаковых температуре и давлении содержится одинаковое число молекул. (например, и 22,4 литра кислорода, и 22,4 л азота содержат 6,02*1023 соответствующих молекул).
23. Закон постоянства состава: каждое химическое соединение независимо от способа его получения имеет определенный состав.
а) HCl + NaOH = NaCl + H2O ---- NH4OH = NH3 + H2O
б) 3H2 + N2 = 2NH3 ---- NH4OH = NH3 + H2O
в) СaCO3 = CaO + CO2 ---- C + O2 = CO2
Соединения ZnO, ZnS, TiO2 являются соединениями переменного состава - бертоллидами (формально подчиняются закону постоянства состава, но на практике из-за множества дефектов решетки образуются в нестехиометрических соотношениях).
24. Закон кратных отношений: если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то на одну и ту же массу одного из них приходятся такие массы другого, которые относятся между собой как простые целые числа. (N2O, NO, N2O3, N2O5). Возьмем по 1 моль каждого оксида: N2O m(N):m(O)=28:16=7:4, NO m(N):m(O)=14:16=7:8, N2O3 m(N):m(O)=28:48=7:12, N2O5 m(N):m(O)=28:80=7:20.
25. Молекула - нейтральная по заряду наименьшая совокупность атомов, связанных вследствие химического взаимодействия в определенном порядке, не имеющая, как правило, неспаренных электронов и способная к самостоятельному существованию. Формульная единица вещества - наименьшая частица вещества, отвечающая его составу. Азотная кислота - HNO3 - молекула, поваренная соль - NaCl - формульная единица, углекислый газ - CO2 - молекула, оксид алюминия - Al2O3 - формульная единица.
26. Молекулярная структура - азотная кислота HNO3 , диоксид углерода CO2, кислород O2. Немолекулярная структура - хлористый натрий NaCl, оксид алюминия Al2O3, сульфид цинка ZnS. Оксид углерода (II) - CO - молекула, сульфат натрия - Na2SO4 - формульная единица, сахар С6Н12О6 - молекула, оксид кальция - СаО - формульная единица.
27. Аллотропия - свойство вещества при одинаковом стехиометрическом составе находиться в состояниях с различными химическими и физическими свойствами. Углерод - алмаз, графит, карбин, фуллерен. Кислород - кислород, озон. Сера - сера, пластическая, моноклинная модификации. Фосфор - черный, белый, красный, Карбонат кальция - известняк, мел, мрамор.
28. Простое вещество - это набор атомов одного элемента. Согласно атомно-молекулярной теории, в результате химических реакций атомы одного элемента не разрушаются, не превращаются в атомы другого элемента. Поэтому невозможно химическим путем получить из одного простого вещества другое простое вещество.
29. Дальтониды - вещества, имеющие постоянный стехиометрический состав: HNO3, CO2, O2. Бертоллиды - вещества, имеющие переменный стехиометрический состав: ZnO, ZnS, TiO2
30. А) Смесь порошка железа и серы можно разделить нагреванием - сера при 392 К перейдет в жидкое состояние, а железо останется в твердом. Б) Медь и иод можно разделить на основании различной растворимости их в спирте: иод при обработке спиртом перейдет в раствор, а медь останется в твердом состоянии. В) Цинк из его сплава с медью можно извлечь в виде хлорида при обработке соляной кислотой, с которой медь не взаимодействует.
1.2. Атомная, молекулярная и молярная масса
31. Абсолютные массы атомов и молекул не используются в расчетах, т.к. имеют очень маленькие величины, с которыми работать не удобно. В качестве единицы массы используется атомная единица массы (а.е.м.), которая равна 1/12 массы изотопа углерода 12С. Ar(Na) = 23 а.е.м., Mr(NaOH) = 40 а.е.м., Mr(H2SO4) = 98 а.е.м.
32. Абсолютная масса атома (молекулы) равна отношению массы атома (молекулы) к 1/12 массы изотопа углерода 12С. Масса одной молекулы кислорода = 32/6.02*1023 = 5.31*10-23 г. масса одного миллиарда молекул кислорода = 5.31*10-23 * 109 = 5.31*10-14 г.
33. Количество вещества измеряется в химии в моль (не склоняется). Моль составляют 6.02*1023 частиц. Это число называется «числом Авогадро».
34. Относительной молекулярной массой Mr вещества называют отношение массы молекулы вещества к 1/12 массы изотопа углерода 12С. Моль - это такое количество вещества, которое содержит столько структурных единиц (атомов, молекул, ионов и т.п.), сколько их содержится в 1/12 массы изотопа углерода 12С. Молярная масса - масса одного моль вещества. М(СаО) = 56 г/моль, М(СаСО3) = 100 г/моль, М(Са(ОН)2) = 74 г/моль.
35. Моль - единица измерения количества вещества в химии. Моль - это такое количество вещества, которое содержит столько структурных единиц (атомов, молекул, ионов и т.п.), сколько их содержится в 1/12 массы изотопа углерода 12С. Постоянная Авогадро Na = 6.02*1023. Молярная масса - масса одного моль вещества. М(СО2) = 44 г/моль, М(HNО3) = 63 г/моль, М(Н2SO4) = 98 г/моль, М(NH3) = 17 г/моль.
36. Простое вещество - группа атомов одного элемента, сложное вещество - группа атомов разных элементов. Сложные вещества - вода (Н2О - 18 г/моль), метан (СН4 - 16 г/моль), аммиак (NH3 - 17 г/моль), серная кислота(H2SO4 - 98 г/моль). Простые вещества - хлор (Cl2 - 71 г/моль), кальций (Ca - 40 г/моль).
37. Относительная молярная масса молекулы равна сумме относительных молярных масс атомов, входящих в ее состав, умноженных на стехиометрические коэффициенты: что объясняет первый расчет. Молярная масса молекулы равна сумме молярных масс атомов, входящих в ее состав, умноженных на стехиометрические коэффициенты: что объясняет второй расчет.
38. Моль - единица измерения количества вещества в химии. Моль - это такое количество вещества, которое содержит столько структурных единиц (атомов, молекул, ионов и т.п.), сколько их содержится в 1/12 массы изотопа углерода 12С - Na = 6.02*1023 (число Авогадро). Молярная масса - масса одного моль вещества. Из этих определений видно, что, несмотря на различную массу, один моль любого вещества содержит одинаковое число частиц. Один моль хлора Cl2 весит 75 г, один моль хлороводорода HCl весит 36,5 г, один моль хлороводородной кислоты HClO весит 52,5 г, но все эти количества содержат 6.02*1023 частиц.
39. Для азота а) масса одной молекулы m(N2) = M(N2)/Na = 28/6.02*1023 = 4.65*10-23г. б) Молекулярная масса азота = 28 а.е.м. в) Молярная масса азота = 28 г. г) В одном грамме азота содержится = 1/4.65*10-23 = 2.15*1022 молекул. В 14 граммах азота содержится = 14/4.65*10-23 = 3.01*1023 молекул. В 28 граммах азота содержится = 28/4.65*1023 = 6.02*1023 молекул.
40. Масса одной молекулы воды = М(Н2О)/Na = 18/6.02*1023 = 2.99*10-23г. В 0.1 грамме воды содержится 0.1/2.99*10-23 = 3.34*1021 молекул. Если отсчитывать по одной молекуле в секунду, то потребуется 3.34*1021/(60*60*24*365) = 1.06*1014 лет.
41. В одном килограмме иода содержится m(I2)/M(I2)*Na = 1000*6.02*1023/254 = 2,37*1024 молекул. Если отсчитывать по одной молекуле в секунду, то потребуется 2,37*1024 /(60*60*24*365) = 7.52*1016 лет.
42. Постоянная Авогадро (Na = 6.02*1023) равно количеству изотопов углерода 12С, содержащихся в 12 г. этого вещества. Это же количество частиц содержит любое вещество в количество 1 моль. А. Авогадро является одним из основоположников атомно-молекулярного учения - ему принадлежит открытие известного газового закона: В равных объемах различных газов при одинаковых температуре и давлении содержится одинаковое число молекул.
43. Число Авогадро Na = 6.0224*1023. Число Авогадро было определено при помощи спектроскопических методов. Число Авогадро равно количеству изотопов углерода 12С, содержащихся в 12 г. этого вещества.
44. а) 1 г. H2 n(H2) = m/M = 1/2 = 0.5 моль.
б) 4 кг. NaOH n(NaOH) = m/M = 4000/40 = 100 моль
в) 135 г. Al n(Al) = m/M = 135/27 = 5 моль
45. а) 0.8 кг. CuO n(CuO) = m/M = 800/80 = 10 моль.
б) 220 кг. Na2CO3 n(Na2CO3) = m/M = 220000/106 = 2075,5 моль
в) 56 г. KOH n(KOH) = m/M = 56/56 = 1 моль
46. а) 9.8 г. H2SO4 n(H2SO4) = m/M = 9.8/98 = 0.1 моль.
б) 98 г. H3PO4 n(H3PO4) = m/M = 98/98 = 1 моль
в) 160 г. O2 n(O2) = m/M = 160/32 = 5 моль
47. а) 1000 моль H2 m(H2) = n*M = 1000*2 = 2000 г.
б) 10 моль NaCl m(NaCl) = n*M = 10*58,5 = 585 г
в) 200 моль NH3 m(NH3) = n*M = 200*17 = 3400 г.
48. а) 5 моль Ar m(Ar) = n*M = 5*40 = 200 г.
б) 1 моль Fe m(Fe) = n*M = 1*56 = 56 г
в) 0.1 моль Au m(Au) = n*M = 0.1*197 = 19.7 г.
49. а) 50 моль Mg m(Mg) = n*M = 50*24 = 1200 г.
б) 10 моль Br2 m(Br2) = n*M = 10*160 = 1600 г
в) 0.1 моль KMnO4 m(KMnO4) = n*M = 0.1*158 = 15.8 г.
50. Поскольку молярная масса гидроксида натрия меньше, чем у гидроксида калия, то в 1 кг. NaOH содержится больше молекул, чем в 1 кг. KOH. Число частиц N = n*Na = (m*Na)/M
В 13 EMBED Equation.3 1415раза больше частиц в NaOH, чем в KOH.
51. Поскольку молярная масса HNO3 меньше, чем у H2SO4, то в 1 кг. HNO3 содержится больше молекул, чем в 1 кг. H2SO4. Число частиц N = n*Na = (m*Na)/M
В 13 EMBED Equation.3 1415раза больше частиц в HNO3, чем в H2SO4
52. Пусть m(H2) = m(N2) = m(CO2)=1.
Т.к. количество вещества n = m/M, то n(H2) : n(N2) : n(CO2) = 1/2 : 1/28 : 1/44 = 1 : 1/14 : 1/22.
Т.к. число молекул N = n*Na, то N(H2) : N(N2) : N(CO2) = 1*6.02*1023 : 1/14*6.02*1023 : 1/22*6.02*1023 = 1 : 1/14 : 1/22.
53. a) n(NaNO3) = 5 моль. n(N) = n(NaNO3) = 5 моль. m(N) = n*M = 5*14 = 70г.
б) n(NH4NO3) = 5 моль. n(N) = 2n(NH4NO3) = 10 моль. m(N) = n*M = 10*14 = 140г.
54. V(H2O) = 3 литра. Следовательно, m(H2О) = 3 кг. n(H2O) = m/M = 3000/18 = 166.67 моль. Поскольку 1 моль любого вещества содержит одинаковое количество частиц, то 166.67 моль воды и 166.67 моль сероуглерода содержат равное количество частиц: n(CS2) = 166.67 моль. m(CS2) = n*M = 166.67*76 = 12666.7 г.
55. V(H2O) = 2 литра. Следовательно, m(H2О) = 2 кг. n(H2O) = m/M = 2000/18 = 111.11 моль. Поскольку 1 моль любого вещества содержит 6.02*1023 частиц, то человек ежедневно потребляет 111.11*6.02*1023 = 6.69*1025 частиц.
56. m(Sx) = 4.25*10-22 г. Сера состоит из х = (4.25*10-22 * 6.02*1023)/Ar(S) = 255/32 = 8 атомов, где 6.02*1023 - число Авогадро, Ar(S) - относительная атомная масса серы.
57. m(Рx) = 2.056*10-22 г. Фосфор состоит из х = (2.056*10-22 * 6.02*1023)/Ar(Р) = 124/31 = 4 атомов, где 6.02*1023 - число Авогадро, Ar(Р) - относительная атомная масса фосфора.
58. m(Оx) = 8*10-23 г. Озон состоит из х = (8*10-23 * 6.02*1023)/Ar(О) = 48/16 = 3 атомов, где 6.02*1023 - число Авогадро, Ar(О) - относительная атомная масса кислорода.
59. m(Na2CO3*x(H2O)) = 14.3 г., m(Na2CO3) = 5.3 г.
а) Найдем количество безводного карбоната натрия: n(Na2CO3) = m/M = 5.3/106 = 0.05 моль. б) Масса воды равна m(H2O) = m(Na2CO3*x(H2O)) - m(Na2CO3) = 14.3 - 5.3 = 9 г.
в) Количество воды n(H2O) = m/M = 9 / 18 = 0.5 моль, следовательно, х = 0.5 / 0.05 = 10; Ответ: Na2CO3*10(H2O).
60. m(FeSO4*x(H2O)) = 277.91 г., m(FeSO4) = 151,91 г.
а) Найдем количество безводного сульфата железа: n(FeSO4) = m/M = 151.91/152 = 1 моль. б) Масса воды равна m(H2O) = m(FeSO4*x(H2O)) - m(FeSO4) = 277.91 - 151,91 = 126 г.
в) Количество воды n(H2O) = m/M = 126 / 18 = 7 моль, следовательно, х = 7 / 1 = 7; Ответ: FeSO4*7(H2O).
1.3 Основные газовые законы в химии
61. Уравнение состояния газа выведено Д.И. Менделеевым и Клайпероном. Оно записывается:13 EMBED Equation.3 1415, где Р - давление, при котором находится газ, V - объем газа, m - масса газа, М - молекулярная масса газа, R - молярная газовая постоянная, Т - температура системы. Уравнение также называется уравнением Менделеева-Клайперона. Пример: найти объем 3-х моль газа, находящегося при 106.8 кПа и температуре 400К: 13 EMBED Equation.3 1415литра.
62. 13 EMBED Equation.3 1415
63. а) 13 EMBED Equation.3 1415
б) 13 EMBED Equation.3 1415
в) 13 EMBED Equation.3 1415
64. Газ называется идеальным, если газ подчиняется законам Клайперона-Менделеева и Рауля. Характеристика реального газа близка к идеальному, если форма его молекул близка к идеальному шару, если отсутствует взаимодействие между молекулами и столкновения молекул можно принять за упругое соударение.
65. 13 EMBED Equation.3 1415, следовательно, 13 EMBED Equation.3 1415г/моль.
66. 13 EMBED Equation.3 1415, следовательно, 13 EMBED Equation.3 1415г/моль.
67. 13 EMBED Equation.3 1415, следовательно, 13 EMBED Equation.3 1415г.
68. 13 EMBED Equation.3 1415, =>13 EMBED Equation.3 1415литров.
69. 13 EMBED Equation.3 1415, следовательно, 13 EMBED Equation.3 1415
70. 13 EMBED Equation.3 1415, =>13 EMBED Equation.3 1415кПа
71. Уравнение Клайперона записывается:13 EMBED Equation.3 1415, где Р - давление, при котором находится газ, V - объем газа, m - масса газа, М - молекулярная масса газа, R - молярная газовая постоянная, Т - температура системы. Оно используется при нахождении неизвестного параметра состояния газа (давления, массы, температуры, молярной массы, объема) по известным параметрам, входящим в уравнение. Пример: найти объем 3-х моль газа, находящегося при 106.8 кПа и температуре 400К: 13 EMBED Equation.3 1415литра.
72. Нормальными условиями для газов являются 298 К, 101,3 кПа. 13 EMBED Equation.3 1415 => 13 EMBED Equation.3 1415литра
73. Нормальными условиями для газов являются 298 К, 101,3 кПа. 13 EMBED Equation.3 1415 => 13 EMBED Equation.3 1415литра.
74. Парциальное давление газа пропорционально объемной доле газа в смеси газов. Р’(N2) = Р(общ)*w%(N2) / 100% = 101325*78.1 / 100 = 79135 Па. Р’(О2) = Р(общ)*w%(О2) / 100% = 101325*20.9 / 100 = 21177 Па. Р’(Ar) = Р(общ)*w%(Ar) / 100% = 101325*0.93 / 100 = 942 Па. . Р’(СО2) = Р(общ)*w%(СО2) / 100% = 101325*0.03 / 100 = 30.4 Па.
75. Парциальное давление газа пропорционально объемной доле газа в смеси газов: w%(NO)=P(NO) * 100% / P(общ) = 39990*100 / (39990 + 66630) = 37,5%; w%(NO2)=P(NO2) * 100% / P(общ) = 66630*100 / (39990 + 66630) = 62,5%;
76.
Дано
V(CH4) = 0.03 м3
Р(СН4) = 96.0 кПа
V(H2) = 0.04 м3
Р(Н2) = 84.0 кПа
V(CО) = 0.01 м3
Р(СО) = 108.8 кПа
Найдем количество каждого вещества из закона Клайперона-Менделеева: n = PV/RT
n(CH4) = 96*30/(8.31*298) = 1.163 моль. Доля газа х1 = 1.163*100%/2.959 = 39,3%
n(H2) = 84*40/(8.31*298) = 1.357 моль. Доля газа х1 = 1.357*100%/2.959 = 45,9%
n(CО) = 108.8*10/(8.31*298) = 0.439 моль. Доля газа х1 = 0.439*100%/2.959 = 14,8%
Vобщ = 30 + 40 + 10 = 80 литров, n(общ) = 1.163+1.357+0.439 = 2.959 моль, следовательно,
Робщ = nRT/V = 2.959*8.31*298/80 = 91.6 кПа
Парциальные давления: П(СН4) = 91.6*0.393 = 36 кПа, П(Н2) = 91.6*0.459 = 42 кПа,
П(СО) = 91,6*0.148 = 13,6 кПа


77. V1(N2) = 120мл = 0.120 л; Т = 200С = 293 К; Р(общ) = 100 кПа, Р(Н2О) = 2.3 кПа. Vн.у.(N2) = ?. Найдем парциальное давление азота: Р1(N2)= Р(общ) - Р(Н2О) = 100 - 2.3 = 97.3 кПа. 13 EMBED Equation.3 1415 => 13 EMBED Equation.3 1415литра.
78. V1(Н2) = 250мл = 0.250 л; Т = 260С = 299 К; Р(общ) = 98.7 кПа, Р(Н2О) = 3.4 кПа. Vн.у.(Н2) = ?. Найдем парциальное давление водорода: Р1(Н2)= Р(общ) - Р(Н2О) = 98.7 - 3.4 = 95.3 кПа. 13 EMBED Equation.3 1415 => 13 EMBED Equation.3 1415литра.
79. Закон Авогадро: В равных объемах различных газов при одинаковых температуре и давлении содержится одинаковое число молекул.
Следствие 1. Объемы, занимаемые 1 моль газа, должны быть одинаковыми для всех газов.
Следствие 2. Один моль любого газа содержит 6,02*1023 соответствующих молекул.
Число Na = 6.02*1023 носит название постоянной Авогадро и выведено с использованием его закона. Из закона Авогадро следует, что два газа одинаковых объемов, хотя и содержат равное число молекул, имеют неодинаковые массы: масса одного газ во столько же раз больше массы другого газа, во сколько раз относительная молекулярная масса первого больше, чем относительная молекулярная масса второго. Закон Авогадро имел фундаментальное значение в истории развития атомно-молекулярного учения.
80. Закон Авогадро: В равных объемах различных газов при одинаковых температуре и давлении содержится одинаковое число молекул. m(O2) = 8.0 г. n(O2) = m/M = 8 / 32 = 0.25 моль. V(O2) = n*Vм = 0.25 * 22.4 = 5.6 литров.
81. V(H2) = 280 литров. n(H2) = V/Vм = 280 / 22.4 = 12.5 моль. m(Н2) = n(H2)* M(Н2) = 12.5*2 = 25 грамм.
82.V(газа) = 600 мл. n(газа) = V/Vм = 0.6 / 22.4 = 0.0268 моль. M(газа) = m(газа) / n(газа) = 1.714 / 0.0268 = 64 грамм/моль.
83. n(СО2) = 10 моль. V(СO2) = n*Vм = 10 * 22.4 = 224 литра. m(СО2) = n(СО2)* M(СО2) = 10*44 = 440 грамм.
84. V(газа) = 2 л. n(газа) = V/Vм = 2 / 22.4 = 0.089 моль. а) Молярная масса газа: M(газа) = m(газа) / n(газа) = 2.5 / 0.089 = 28 грамм/моль. б) Молекулярная масса газа = 28. в) абсолютная масса одной молекулы m = 28 / 6,02*1023 = 4,65 *10-23 грамм.
85. а) Даны равные количества азота и водорода: n(H2) = n(N2). Согласно закону Авогадро, «в равных объемах различных газов при одинаковых температуре и давлении содержится одинаковое число молекул», т.е. отношение объемов азота и водорода равно 1.
б) Даны равные массы азота и водорода: m(H2) = m(N2). => V(H2) = n(H2)/Vм = =13 EMBED Equation.3 1415 => 13 EMBED Equation.3 1415
86. Газ называется идеальным, если газ подчиняется законам Клайперона-Менделеева и Рауля. Характеристика реального газа близка к идеальному, если форма его молекул близка к идеальному шару, если отсутствует взаимодействие между молекулами и столкновения молекул можно принять за упругое соударение. Молекулы водорода по свойствам более близки к идеальному газу, чем молекулы азота. Поэтому молярный объем водорода ближе к идеальному значению, чем молярный объем азота.
87. Относительная плотность газа вещества А по веществу B - отношение относительной молекулярной массы А к относительной молекулярной массе вещества B. DB(A)=M(A)/MB). Dвоздуху(Cl2) = M(Cl2)/M(воздуха) = 71/29 = 2.45; Dкислороду(С2Н4) = M(C2Н4)/M(О2) = 28/32 = 0.875.
88. Dвоздуху(Ацетона)=2. DB(A)=M(A)/MB), следовательно, М(ацетона) = Dвоздуху*М(воздуха) = 2*29 = 58 г/моль.
89. Dкислороду(Sx)=8. DB(A)=M(A)/MB), следовательно, М(Sx)= Dкислороду*М(кислорода) = 8*32 = 256 г/моль. х = М(Sx)/ М(S) = 256/32 = 8 атомов.
90. Dводороду(N2+O2)=15. DB(A)=M(A)/MB). Средняя молекулярная масса смеси азота и кислорода равна М(N2+O2) = Dводороду*М(водорода) = 15*2 = 30 г/моль. Пусть х и у - соответственно объемные доли азота и кислорода в смеси. Составим систему:
х*М(N2) + у*М(O2) = 30
х + у = 1, следовательно у = 1 - х
х*М(N2) + (1 - х)*М(O2) = 30 => 28x + 32 - 32x = 30 => x = 0.5 => y = 1 - 0.5 = 0.5
91. Валентностью данного элемента называется число атомов соединяющегося с ним другого элемента. К элементам переменной валентности относятся: азот: B=1 - N2O, B=2 - NO, B=3 - N2O3; железо: В=2 - FeO, B=3 Fe2O3, и многие другие элементы.
92. Валентностью данного элемента называется число атомов соединяющегося с ним другого элемента, т.е. валентность - это число связей с другими элементами, которые образует данный элемент. Постоянная валентность = 1: К, Li, Na, Rb - KCl, LiF, NaOH, RbF. Постоянная валентность = 2: Ca, Mg, Be - CaS, Mg(OH)2, BeCl2, Постоянная валентность = 3: Al, Ga, In - AlPO4, Ga(OH)3, InCl3, К элементам переменной валентности относятся: азот: B=1 - N2O, B=2 - NO, B=3 - N2O3; железо: В=2 - FeO, B=3 Fe2O3, и многие другие элементы.
93. Валентностью данного элемента называется число атомов соединяющегося с ним другого элемента, т.е. валентность - это число связей с другими элементами, которые образует данный элемент. Соответственно, максимальная валентность - это максимальное число связей, которые может образовать элемент в соединении. Максимальная валентность: P = 5 - H3PO4, Cl = 7 - HClO4, S = 6 - SO3, Xe = 8 - XeF8.
94. Максимальная валентность: Sn=4 - H2SnO3, Sb=5 - SbCl5, Se=6 - SeO3, Br=7 - HBrO4.
95. Максимальная валентность: V=5 - HVO3, Cr=6 - K2CrO4, Mn=7 - KMnO4, Ru=8 - RuO4.
96. Значения валентности различаются на 2 у: серы - SO2 / SO3, хлора - HClO / HClO2, таллия - TlCl / TlCl3.
97. Значения валентности различаются на 1 у: меди - Cu2O / CuO, железа - FeO / Fe2O3, титана - Ti2O3 / TiO2.
98.
Соединение
H2S
SO3
H2SO3
SO2
H2SO4
CS2

Валентность серы
2
6
4
4
6
2



99.
Соединение
NH3
N2O
NO
N2O3
HNO2
NO2
N2O5
HNO3
NH4NO3
NH4NO2
N2H4
Na3N

Валентность азота
3
1
2
3
3
4
5
5
3,5
3,3
2
3

100.

Соединение
NaCl
CaCl2
Cl2O
HClO
HClO2
KClO3
Cl2O7
HClO4

Валентность хлора
1
2
1
1
3
5
7
7

101. По периоду максимальная валентность химических элементов увеличивается в связи с добавлением валентных электронов. Si: В=4 - SiO2, P: В=5 - PCl5, S: В=6 - SO3, I: В=7 - HIO4.
102. Максимальная валентность химического элемента совпадает с номером группы в ПС. Ge: В=4 - GeO2, P: В=5 - PCl5, Se: В=6 - SeO3, Cl: В=7 - HClO4.
103. Максимальная валентность химического элемента совпадает с номером группы в периодической системе, поэтому по периоду с увеличением атомного номера максимальная валентность увеличивается. По группе, в связи с уменьшением притяжения ядром валентных (внешних) электронов максимальная валентность с увеличением атомного номера уменьшается. Максимальная валентность Sn=4 - H2SnO3, Sb=5 - SbCl5, Тe=6 - ТeO3, Br=7 - HBrO4, Xe=8 - XeF8.
104. Максимальная валентность химического элемента совпадает с номером группы в ПС. Третий период - Na: B=1 - NaCl, Mg: B=2 - MgS, Al: B=3 - AlN, Si: В=4 - SiO2, P: В=5 - PCl5, S: В=6 - SO3, Cl: В=7 - HClO4.
105. Максимальная валентность химического элемента совпадает с номером группы в ПС. Четвертый период - K: B=1 - KCl, Ca: B=2 - CaS, Ga: B=3 - GaN, Ge: В=4 - GeO2, As: В=5 - AsCl5, Se: В=6 - SeO3, Br: В=7 - HBrO4.
106. Это переходные d- ,f-металлы. Например, Co, Rh, Tb, Cm: Co(OH)3, RhCl3, TbCl3, CmBr3.
107. AlH3, Al2O3, AlN, Al4C3, Al2S3, AlF3
108. PH3, P2O5, AlN, Na3P, P2S5, PF5
109. Хлориды: BCl3,SiCl4, PCl5, SnCl2, MgCl2, Сульфиды: B2S3, SiS2, P2S5, SnS, MgS.
110. Оксиды азота: I - N2O, II - NO, III - N2O3, IV - NO2, V - N2O5; Марганца: II - MnO, III - Mn2O3, IV - MnO2, VI - MnO3, VII - Mn2O7; Хрома: II - CrO, III - Cr2O73, IV - CrO2.
111. Структурная формула не отражает реального строения молекулы или элементарной кристаллической решетки, однако позволяет рассчитать кратность связей в молекуле и валентность атомов. Al2O3 - O=Al-O-Al=O,
13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415
112. Структурная формула позволяет рассчитать кратность связей в молекуле и валентность атомов.
13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415
113. Структурная формула позволяет рассчитать кратность связей в молекуле и валентность атомов.
13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415
115. Валентность элементов совпадает с количеством связей между атомами в молекуле:

13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415

Структурная формула не отражает реального строения молекулы или элементарной кристаллической решетки.
116. Фосфорная кислота - трехосновная, фосфористая - двухосновная, фосфорноватистая - одноосновная (по числу атомов водорода, связанных с атомами кислорода).
117. Номер группы, в которой элемент расположен, совпадает с валентностью элемента по кислороду. Номер группы минус 8 - валентность элемента по водороду. Углерод (4 группа) - по кислороду В=4, по водороду В=8-4=4, азот (5 группа) - по кислороду В=5, по водороду В=8-5=3. сера (6 группа) - по кислороду В=6, по водороду В=8-6=2, хлор (7 группа) - по кислороду В=7, по водороду В=8-7=1.
118. В соединениях с кислородом валентность элемента совпадает с количеством валентных электронов, т.к. кислород притягивает электроны, а в соединении с водородом - с числом вакантных мест для электронов на валентном уровне, т.к. водород отдает электроны. Сумма вакантных мест и валентных электронов равна восьми, что объясняет наблюдаемую закономерность.
119. Электронная валентность кислорода одинакова, а стехиометрическая разная в соединениях: Н2О (Вэ=2, Вс=2) и Н2О2 - (Вэ=2, Вс=1).
120. Хлорид аммония: NH4Cl - электронная валентность =3, стехиометрическая = 4; перекись водорода: Н2О2 - электронная валентность =2, стехиометрическая = 1.
1.5. Эквиваленты и закон эквивалентов
121. Эквивалент - реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-либо эквивалентна одному иону водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях. Эквивалентная масса - масса одного эквивалента вещества. Молярная масса эквивалента - масса одного моль эквивалентов. Эквивалентная масса (Mэ), валентность (В), атомная масса (А) элемента связаны соотношением:13 EMBED Equation.3 1415
Например, валентность азота в аммиаке равна 3, следовательно, молярная масса эквивалента азота: Мэ(N) = 14/3 = 4,66 г/моль
122.13 EMBED Equation.3 1415. Э(Li) в LiH=1, Мэ(Li)=39/1=39 г/моль; Э(Be) в BeH2 = 2 Мэ(Be)=9/2=4.5 г/моль; Э(В) в ВН3=3 Мэ(В)=11/3=3.66 г/моль; Э(С) в СН4=4 Мэ(С)=12/4=3 г/моль.
123.
В-во
Эквивалент Cr
Эквивалентная масса Cr
Молярная масса экв-та Cr

CrO
2
52/2=26
52/2=26 г/моль

Cr2O3
3
52/3=17.3
52/3=17.3 г/моль

CrO3
6
52/6=8.67
52/6=8.67 г/моль






124.
Вещество
Эквивалент V
Эквивалентная масса V
Молярная масса экв-та V

VO
2
51/2=25.5
51/2=25.5 г/моль

V 2O3
3
51/3=17
51/3=17 г/моль

VO2
4
51/4=12.75
51/4=12.75 г/моль

V2O5
5
51/5=10.2
51/5=10.2 г/моль







125. Закон эквивалентов: для молекулярных соединений массовые количества составляющих элементов пропорциональны их химическим эквивалентам; при отсутствии молекулярной структуры массовые количества составляющих элементов могут отклоняться от значений их химических эквивалентов:13 EMBED Equation.3 1415. m(Me)=16.74 г., m(MeO)=21.54 г., Мэ(МеО)=Мэ(Ме)+Мэ(О)=Мэ(Ме)+8. 13 EMBED Equation.3 1415, следовательно, Мэ(Ме)=28 г/моль. Т.к. валентность=2, то атомная масса металла=28*2=56 - железо.
126. 13 EMBED Equation.3 1415 m(Sn)=0.92г., m(SnO)=1.17г., Мэ(SnО)=Мэ(Sn)+Мэ(О)=Мэ(Sn)+8. 13 EMBED Equation.3 1415, следовательно, Мэ(Sn)=29.7 г/моль. Т.к. атомная масса олова=118.6, то валентность олова В=А/Мэ=118.6/29.7=4, следовательно, это SnO2.
127. w%(O)=40.05%. Возьмем 100 грамм оксида, масса кислорода равна m(О)=40.05 грамм, масса металла m(Ме)=100-40.05=59.95г. 13 EMBED Equation.3 1415, следовательно, 13 EMBED Equation.3 1415, Мэ(Ме)=12 г/моль. Т.к. валентность=4, то атомная масса металла=12*4=48 - титан TiO2.
128. Объем кислорода равен V(О)=6.72 литра, масса металла m(Ме)=10.8г. 13 EMBED Equation.3 1415, следовательно, 13 EMBED Equation.3 1415, Мэ(Ме)=9 г/моль. Т.к. валентность=3, то атомная масса металла=9*3=27 - алюминий.
129. 13 EMBED Equation.3 1415, следовательно, 13 EMBED Equation.3 1415, Мэ(МеО) = 39.75 г/моль, Мэ(Ме) = Мэ(МеО)-Мэ(О)=39.75-8=31.75 г/моль. Т.к. валентность=2, то атомная масса металла = 31.75*2 = 63.5 - медь. CuO.
130. w%(Н) = 4.76%. Возьмем 100 грамм гидрида, масса водорода равна m(Н) = 4.76 г., масса металла m(Ме) = 100-4.76 = 95.24г. 13 EMBED Equation.3 1415, следовательно, 13 EMBED Equation.3 1415, Мэ(Ме) = 20 г/моль. Т.к. В = 2, то атомная масса металла = 20*2 = 40 - кальций СаH2.
131. а) w%(O)=11.18%. Возьмем 100 грамм оксида, масса кислорода равна m(О)=11.18 грамм, масса меди m(Cu)=100-11.18=88.82г. 13 EMBED Equation.3 1415, следовательно, 13 EMBED Equation.3 1415, Мэ(Cu)=63.5 г/моль. Т.к. атомная масса меди=63.5, то валентность=63.5/63.5=1 - Cu2O.

б) w%(O)=20.11%. Возьмем 100 грамм оксида, масса кислорода равна m(О)=20.11 грамм, масса меди m(Cu)=100-20.11=79.89г. 13 EMBED Equation.3 1415, следовательно, 13 EMBED Equation.3 1415, Мэ(Cu)=31.6 г/моль. Т.к. атомная масса меди=63.5, то валентность=63.5/31.6=2 - CuO.
132. а) w%(O)=7.17%. Возьмем 100 грамм оксида, масса кислорода равна m(О)=7.17 грамм, m(Pb)=100-7.17=92.83г. 13 EMBED Equation.3 1415, следовательно, 13 EMBED Equation.3 1415, Мэ(Pb)=103.6 г/моль. Т.к. атомная масса свинца=206.7, то валентность=206.7/103.6=2 - PbO.
б) w%(O)=13.38%. Возьмем 100 грамм оксида, масса кислорода равна m(О)=13.38 грамм, m(Pb)=100-13.38=86.62г. 13 EMBED Equation.3 1415, следовательно, 13 EMBED Equation.3 1415, Мэ(Pb)=51.8 г/моль. Т.к. атомная масса свинца=206.7, то валентность=206.7/51.8=4 - PbO2.
133. а) w%(F)=34.89%. Возьмем 100 грамм вещества, масса фтора равна m(F)=34.89 грамм, m(Cl)=100-34.89=65.11г. 13 EMBED Equation.3 1415, следовательно, 13 EMBED Equation.3 1415, Мэ(Cl)=35.5 г/моль. Т.к. атомная масса хлора=35.5, то валентность=35.5/35.5=1 - ClF.
б) w%(F)=61.65%. Возьмем 100 грамм вещества, масса фтора равна m(F)=61.65 грамм, m(Cl)=100-61.65=38.35г. 13 EMBED Equation.3 1415, следовательно, 13 EMBED Equation.3 1415, Мэ(Cl)=11.8 г/моль. Т.к. атомная масса хлора=35.5, то валентность=35.5/11.8=3 - ClF3.
в) w%(F)=72.82%. Возьмем 100 грамм вещества, масса фтора равна m(F)=72.82 грамм, m(Cl)=100-72.82=27.18г. 13 EMBED Equation.3 1415, следовательно, 13 EMBED Equation.3 1415, Мэ(Cl)=7.1 г/моль. Т.к. атомная масса хлора=35.5, то валентность=35.5/7.1=5 - ClF5
г) w%(F)=78.96%. Возьмем 100 грамм вещества, масса фтора равна m(F)=78.96 грамм, m(Cl)=100-78.96=21.04г. 13 EMBED Equation.3 1415, следовательно, 13 EMBED Equation.3 1415, Мэ(Cl)=5.1 г/моль. Т.к. атомная масса хлора=35.5, то валентность=35.5/5.1=7 - ClF7.
134. а) w%(S)=39.1%. Возьмем 100 грамм вещества, масса серы равна m(S)=39.1 грамм, В(S)=2, следовательно, Мэ(S)=32/2=16 г/моль. m(As)=100-39.1=60.9г. 13 EMBED Equation.3 1415, следовательно, 13 EMBED Equation.3 1415, Мэ(As)=24.9 г/моль. Т.к. атомная масса мышьяка = 75, то валентность=75/24.9=3 - As2S3.
б) w%(S)=51.7%. Возьмем 100 грамм вещества, масса серы равна m(S)=51.7 грамм. В(S)=2, следовательно, Мэ(S)=32/2=16 г/моль. m(As)=100-51.7=48.3г. 13 EMBED Equation.3 1415, следовательно, 13 EMBED Equation.3 1415, Мэ(As)=15 г/моль. Т.к. атомная масса мышьяка = 75, то валентность=75/15=5 - As2S5.
135. m(Г)=1.591г., V6(О)=70.2 мл. Известно, что Vэ(О)=5.6 л. По закону эквивалентов: 13 EMBED Equation.3 1415 => 13 EMBED Equation.3 1415 => Мэ(Г)=127 г/моль. А(Г)=127 а.е.м. Это иод.
136. m(Me) = 1.2 г., m(MeO) = 2 г., m(MeS) = 2.8 г. 13 EMBED Equation.3 1415. Мэ(МеО) = Мэ(Ме) + Мэ(О) = Мэ(Ме) + 8. 13 EMBED Equation.3 1415, следовательно, Мэ(Ме) = 12 г/моль. Мэ(МеS) = Мэ(Me) + Мэ(S) = Мэ(S) + 12. 13 EMBED Equation.3 1415=> Mэ(S) = 16 г/моль.
137. Суд=0.218 Дж/(г.К). Мэ(Ме)=29.65 г/моль. Закон Дюлонга-Пти: А(Ме)*Суд
·26. А(Ме)
· 26 / 0.218 = 119.3 г/моль. Валентность металла: В(Ме) = А/Мэ = 119.3/29.65 = 4. Точная атомная масса равна А(Ме) = В*Мэ = 4*29.65 = 118.6 г/моль.
138. Суд=0.454 Дж/(г.К). w%(Me)=70.97%. Возьмем 100 грамм оксида. m(Me)=70.97 г., m(O)=100-70.97=29.03 г. 13 EMBED Equation.3 1415. Мэ(МеО) = Мэ(Ме) + Мэ(О) = Мэ(Ме) + 8. 13 EMBED Equation.3 1415, следовательно, Мэ(Ме)=29.35 г/моль. Закон Дюлонга-Пти: А(Ме)*Суд
·26. А(Ме)
· 26 / 0.454 = 57.2 г/моль. Валентность металла: В(Ме) = А/Мэ = 57.2/29.35 = 2. Точная атомная масса равна А(Ме) = В*Мэ = 2*29.35 = 58.7 г/моль. - Ni.
139. Суд=0.281 Дж/(г.К). m(Me)=0.6 г., m(МеO)=0.9 г. 13 EMBED Equation.3 1415. Мэ(МеО) = Мэ(Ме) + Мэ(О) = Мэ(Ме) + 8. 13 EMBED Equation.3 1415, следовательно, Мэ(Ме)=16 г/моль. Закон Дюлонга-Пти: А(Ме)*Суд
·26. А(Ме)
· 26 / 0.281 = 92.53 г/моль. Валентность металла: В(Ме) = А/Мэ = 92.53/16 = 6. Точная атомная масса равна А(Ме) = В*Мэ = 6*16 = 96 г/моль. - молибден. Погрешность=13 EMBED Equation.3 1415
140. Суд=0.147 Дж/(г.К). m(Me)=0.2698 г., m(МеO)=0.3402 г. 13 EMBED Equation.3 1415. Мэ(МеО) = Мэ(Ме) + Мэ(О) = Мэ(Ме) + 8. 13 EMBED Equation.3 1415, следовательно, Мэ(Ме)=30.66 г/моль. Закон Дюлонга-Пти: А(Ме)*Суд
·26. А(Ме)
· 26 / 0.147 = 176.87 г/моль. Валентность металла: В(Ме) = А/Мэ = 176.87/30.66 = 6. Точная атомная масса равна А(Ме) = В*Мэ = 6*30.66 = 183.96 г/моль. - вольфрам.
141. m(Me)=40 г., V(Н2)=14.6 л. T=18 oC=291 K, P=1.013*105 Па, Суд=0.39 Дж/(г.К). Найдем V(H2) при н. у.: 13 EMBED Equation.3 1415 => 13 EMBED Equation.3 1415 литров. Закон эквивалентов: 13 EMBED Equation.3 1415 => 13 EMBED Equation.3 1415, Мэ(Ме)=32.71 г/моль. Закон Дюлонга-Пти: А(Ме)*Суд
·26. А(Ме)
· 26 / 0.39 = 66.67 г/моль. Валентность металла: В(Ме) = А/Мэ = 66.67/31.41 = 2. Точная атомная масса равна А(Ме) = В*Мэ = 2*32.71 = 65.42 г/моль. - цинк.
142. m(Me)=2.162 г., V(Н2)=14.78 л. T=327 oC=600 K, P=101.325*102 кПа, Суд=2.209 Дж/(г.К). 13 EMBED Equation.3 1415, следовательно, 13 EMBED Equation.3 1415 моль. Закон эквивалентов: 13 EMBED Equation.3 1415 => 13 EMBED Equation.3 1415, Мэ(Ме)=12 г/моль. Закон Дюлонга-Пти: А(Ме)*Суд
·26. А(Ме)
· 26 / 2.209 = 11.77 г/моль. Валентность металла: В(Ме) = А/Мэ = 11.77/12 = 1. Точная атомная масса равна А(Ме) = В*Мэ = 1*12 = 12 г/моль. - углерод.
143. Эквивалентная масса кислоты равна отношению молярной массы кислоты к количеству замещаемых протонов:13 EMBED Equation.3 1415 г/моль.
Эквивалентная масса основания равна отношению молярной массы основания к количеству замещаемых ОН-групп: 13 EMBED Equation.3 1415 г/моль.
Эквивалентная масса соли равна отношению молярной массы соли к произведению количества катионов на их валентность: 13 EMBED Equation.3 1415 г/моль.
144. а) Н3РО4 + КОН = КН2РО4 + Н2О Мэ(Н3РО4)=М(Н3РО4)/Э=98/1=98 г/моль.
б) Н3РО4 + 2КОН = К2НРО4 + 2Н2О Мэ(Н3РО4)=М(Н3РО4)/Э=98/2=49 г/моль.
в) Н3РО4 + 3КОН = КН2РО4 + Н2О Мэ(Н3РО4)=М(Н3РО4)/Э=98/3=32.67 г/моль.
145. a) Fe(OH)3 + HCl = Fe(OH)2Cl + H2O Мэ(Fe(OH)3)=М(Fe(OH)3)/Э=107/1=107 г/моль.
б) Fe(OH)3 + 2HCl = Fe(OH)Cl2 + 2H2O Мэ(Fe(OH)3)=М(Fe(OH)3)/Э=107/2=53.5 г/моль.
в) Fe(OH)3 + 3HCl = Fe(OH)Cl3 + 3H2O Мэ(Fe(OH)3)=М(Fe(OH)3)/Э=107/3=35.67 г/моль.
146. a) NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O Мэ(NaHCO3) = М(NaHCO3)/Э = 84/1 = 84 г/моль.
б) NaHCO3 + BaCl2 = BaCO3 + NaCl + HCl Мэ(NaHCO3) = М(NaHCO3)/Э = 84/2 = 42 г/моль.
147. m(щелочи) = 1.00 г, m(HCl) = 2.14 г. Мэ(щелочи) = ?. Закон эквивалентов: 13 EMBED Equation.3 1415, следовательно, Мэ(щелочи) = m(щелочи)*Мэ(HCl)/m(HCl) = 1*36.5/2.14 = 17 г/моль.
148. m(кислоты) = 0.18 г, m(NaOH) = 0.1 г. Мэ(кислоты) = ?. Закон эквивалентов: 13 EMBED Equation.3 1415, следовательно, Мэ(кислоты) = m(кислоты)*Мэ(NaOH)/m(NaOH) = 0.18*40/0.1 = 72 г/моль.
149. m(КОН)=14 г, m(H2SO4) = 24.5 г. Мэ(H2SO4)=?. Закон эквивалентов: 13 EMBED Equation.3 1415, следовательно, Мэ(H2SO4) = m(H2SO4)*Мэ(КОН)/m(КОН)=24.5*56/14=98 г/моль. Эквивалент H2SO4 равен 1, следовательно, образовалась однозамещенная соль (кислая) КНSO4
150. m(КОН)=1.291 г., m(H3PO3)=0.943 г. Мэ(H3PO3)=?. Закон эквивалентов: 13 EMBED Equation.3 1415, следовательно, Мэ(H3PO3) = m(H3PO3)*Мэ(КОН)/m(КОН)=0.943*56/1.291=41 г/моль. Основность H3PO3 равна М(H3PO3)/Мэ(H3PO3)=82/41=2, следовательно, образовалась двузамещенная соль К2НРO3, данная кислота двухосновная, так как один атом водорода связан непосредственно с атомом фосфора и не способен замещаться на катионы.
2КОН + H3PO3 = К2НРO3 + 2Н2О
1.6. Основные классы неорганических веществ.
151. Получение оксидов металлов
а) Из простого вещества - взаимодействием простых веществ: 2Mg + O2 = 2MgO, 2Zn + O2 = 2ZnO
б) Из основания - дегидратацией - разложением на воду и оксид: Mg(OH)2 = MgO + H2O, Zn(OH)2 = ZnO + H2O
в) Из соли - термическим разложением - разложением на оксид металла и кислотный оксид: MgCO3 = MgO + CO2, ZnCO3 = ZnO + CO2
152. Получение оксидов неметаллов
а) Из простого вещества - взаимодействием простых веществ: S+O2 = SO2, C+O2 = CO2
б) Из кислоты - дегидратацией - разложением на воду и оксид: H2SO3 = SO2 + H2O, H2CO3 = CO2 + H2O
в) Из соли - термическим разложением - разложением на оксид металла и оксид неметалла: MgSO3 = MgO + SO2, ZnCO3 = ZnO + CO2
153. a) BaO - основной оксид, т.к. взаимодействует только с кислотами: BaO + 2HCl = BaCl2 + H2O
б) Al2O3, - амфотерный оксид, т.к. взаимодействует и с кислотами и со щелочами: Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O; Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O
в) Cl2O7 - кислотный оксид, т.к. взаимодействует только со щелочами: Cl2O7 + 2NaOH = 2NaClO4 + H2O
154. Sn(OH)2 - амфотерный гидроксид, т.к. взаимодействует и со щелочами и с кислотами: Sn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Sn(OH)4], Sn(OH)2 + 2HCl = SnCl2 + 2H2O.
155. Доказательством амфотерности указанных соединений служит тот факт, что оксид и гидроксид хрома (III) растворяются как в щелочах, так и в кислотах:
Cr2O3 + 2NaOH = 2NaCrO2 + H2O, Cr2O3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2O
б) Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6], Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O.
156. Для получения формулы кислоты необходимо прибавить математически к формуле ангидрида формулу воды и, если это необходимо, сократить коэффициенты:
SO3 + H2O = H2SO4, SO2 + H2O = H2SO3, N2O5 + H2O = H2N2O6 = 2HNO3, N2O3 + H2O = H2N2O4 = 2HNO2
157. Для получения формулы ангидрида необходимо вычесть математически из формулы кислоты формулу воды, предварительно, если количество протонов нечетное, умножив формулу кислоты на 2:
H2SiO3 - H2O = SiO2, 2H3PO4 - 3H2O = P2O5, 2HClO - H2O = Cl2O, H2CrO4 - H2O = CrO3
158. a) CaO - основной оксид, взаимодействует только с кислотами: CaO+2HCl = CaCl2 + H2O
б) Al2O3, - амфотерный оксид, взаимодействует и с кислотами и со щелочами: Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O; Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O
в) P2O5 - кислотный оксид, взаимодействует только со щелочами: P2O5 + 6NaOH = 2Na3PO4 + 3H2O
159. а) Разделить BaO и MgO можно, обработав их водой: гидроксид магния выпадет в осадок, а гидроксид бария останется в растворе.
б) Разделить CdO и ZnO можно, обработав их NaOH: гидроксид цинка растворится, т.к. он амфотерен, а гидроксид кадмия останется в осадке, т.к. он имеет основные свойства: ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O
в) Разделить СО и СО2 можно при помощи сорбентов: силикагель поглощает СО2, но не абсорбирует СО.
г) Разделить Al(OH)3 и La(OH)3 можно, обработав их щелочью: амфотерный гидроксид алюминия растворяется в щелочах, а основный гидроксид лантана нет: Al(OH)3 + 3NaOH = Na3[Al(OH)6].
160. С повышением степени окисления металла в гидроксиде (оксиде), свойства гидроксида (оксида) становятся более кислотными и менее основными: CrO - основный, Cr2O3 - амфотерный, CrO3 - кислотный.
CrO + 2HCl = CrCl2 + H2O
Cr2O3 + 2NaOH = 2NaCrO2 + H2O, Cr2O3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2O
CrO3 + 2NaOH = Na2CrO4 + H2O
161. Получение нитрата калия:
а) Основание с кислотой: KOH + HNO3 = KNO3 + H2O
б) Основной оксид с кислотным: K2O + N2O5 = 2KNO3
в) Основание с кислотным оксидом: 2KOH + N2O5 = 2KNO3 + H2O
г) Основной оксид с кислотой: K2O + 2HNO3 = 2KNO3 + H2O
162. Получение хлорида магния:
а) Металл с кислотой: Mg + 2HCl = MgCl2 + H2
б) Оксид с кислотой: MgO + 2HCl = MgCl2 + H2O
в) Основание с кислотой: Mg(OH)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2O
г) Соль + соль: MgSO4 + PbCl2 = MgCl2 + PbSO4
163. 2Fe + O2 = 2FeO, FeO + SO3 = FeSO4, FeSO4 + 2KOH = Fe(OH)2 + K2SO4, 4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Fe(OH)3, Fe(OH)3 + 3HNO3 = Fe(NO3)3 + 3H2O, 2Fe(NO3)3 =нагрев= Fe2O3 + 3N2O5, Fe2O3 + H2 = 2FeO + H2O, FeO + H2 = Fe + H2O
164. 2Zn + O2 = 2ZnO, ZnO + HNO3
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
б) Fe2O3 + 3HNO3 = 2Fe(NO3)3 + 3H2O, Fe(NO3)3 + 3KOH = Fe(OH)3 + 3KNO3
в) FeS + 2KOH = Fe(OH)2 + K2S, 4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Fe(OH)3
168. Поскольку оксид кальция - основное соединение, то СаО взаимодействует с веществами кислотной природы: CaO + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + H2O, CaO + 2HNO2 = Ca(NO2)2 + H2O, CaO + SO3 = CaSO4, CaO + Al2O3 = Ca(AlO2)2, CaO + Zn(OH)2 = CaZnO2 + H2O.
169. Поскольку соляная кислота - кислотное соединение, то она взаимодействует с веществами основной природы: 2HCl + Zn(OH)2 = ZnCl2 + 2H2O, 2HCl + CaO = CaCl2 + H2O, HCl + AgNO3 = AgCl + HNO3.
170. Поскольку щелочи - основные соединения, то они взаимодействует с веществами кислотной природы: KOH + HCl = KCl + H2O, 2NaOH + H2S = Na2S + 2H2O, NaOH + SO2 = NaHSO3, NaOH + SO3 = NaHSO4.
171. NO2 - диоксид азота, HF - фтористый водород, H2SiO3 - метакремниевая кислота, H4SiO4 - ортокремниевая кислота; а) сульфат лития - Li2SO4, б) сульфит магния - MgSO3, в) дигидрофосфат калия -KH2PO4, г) сульфат гидроксомеди(II) - (CuOH)2SO4.
172. SnO - оксид олова(II), SnO2 - оксид олова(IV), HMnO4 - марганцевая кислота, SiH4 - гидрид кремния (силан), а) нитрат бария - Ba(NO2)2, б) нитрит аммония - NH4NO2, в) нитрат гидроксожелеза(III) - FeOH(NO3)2.
173. CaCl2 - хлорид кальция, CaOHCl -гидроксохлорид кальция, Ca(NO3)2 - нитрат кальция, CaOH(NO3) - гидроксонитрат кальция, CaSO4 - сульфат кальция, (CaOH)2SO4 - гидроксосульфат кальция, Ca(HSO4)2 - гидросульфат кальция.
174. Na2SO4 - сульфат натрия, NaHSO4 - гидросульфат натрия, Na2SO3 - сульфит натрия, NaHSO3 - гидросульфит натрия, Na2S - сульфид натрия, NaHS - гидросульфид натрия.
175. HNO2 - азотистая кислота, NH3 - нитрид водорода, P2O3 - оксид фосфора (III), Zn(OH)Cl - гидроксохлорид цинка, BiONO3 - оксонитрат висмута (III); оксид хрома (VI) - CrO3, нитрид кальция - Ca3N2, сульфид аммония - (NH4)2S, гидрокарбонат натрия - NaHCO3.
176.
Вещество
Название
Структура

Na2S
Сульфид натрия
Na-S-Na

KClO3
Хлорат калия
13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415


FePO4

Фосфат
железа
13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415

MgOHCl
Гидроксохлорид
магния
H-O-Mg-Cl

KH2PO4
Дигидрофосфат калия
13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415

K2HPO4
Гидрофосфат калия
13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415

K3PO4
Фосфат калия
13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415


177.
Вещество
Название
Структура


N2O5

Азотный ангидрид
13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415


Pb(HSO4)2

Гидросульфат свинца(II)
13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415

(FeOH)2SO4
Сульфат
гидроксожелеза (II)
13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415


NaNO3

Натриевая селитра
13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415


SbOCl2

Хлорид оксосурьмы(III)
13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415

178.
Вещество
Название
Структура

Cr2O3
Оксид хрома(III)
13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415


CrO3

Оксид хрома(VI)
13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415

(BeOH)2
Гидроксид бериллия
H-O-Be-O-H


HMnO4

Марганцевая кислота
13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415


MgSO4

Сульфат магния
13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415

CuCl2
Хлорид меди (II)
Cl-Cu-Cl


Ca(HCO3)2

Гидрокарбонат кальция
13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415

179. а) Оксид железа (III), б) Сульфит кальция, в) Гидрофосфат натрия.
180. KAl(SO4)2 - калия алюминия сульфат (двойная соль), FeSO4*7H2O - гептаакважелеза (II) сульфат (кристаллогидрат). А) Сульфит стронция - SrSO3, б) сульфат дигидроксоалюминия (Al(OH)2)2SO4, в) гидрокарбонат магния -Mg(HCO3)2, г) ортомышьяковая кислота - H3AsO3.
1.7. Типы химических реакций. Составление уравнений реакций.
181. а) CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2 - реакция присоединения
б) Cl2 + 2KY = 2KCl + Y2 - реакция замещения
в) MgCO3 = MgO + CO2 - реакция разложения
г) BaO + HCl = BaCl2 + H2O - реакция обмена
182. а) CaCO3 + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + CO2 + H2O - реакция обмена
б) Zn + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2 - реакция замещения
в) 2CrO3 = Cr2O3 + 1,5O2 - реакция разложения
г) CuSO4 + 5H2O = CuSO4*5H2O - реакция присоединения
183. а) 2H3BO3 = B2O3 + 3H2O - реакция разложения
б) CO2 + NaOH = NaHCO3 - реакция присоединения
в) Fe(OH)2Cl + HCl = FeCl3 + H2O - реакция обмена
г) 2Na + H2O = NaOH + H2 - реакция замещения
184. а) 3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO - окислительно-восстановительная реакция
б) Mg(OH)2 + HCl = MgOHCl + H2O - кислотно-основная реакция
в) 6Cl2 + 12KOH = 10KCl + 2KClO3 + 6H2O - окислительно-восстановительная реакция
г) SO3 + H2O = H2SO4 - кислотно-основная реакция
185. а) CO2+BaO = BaCO3 - кислотно-основная реакция
б) 2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3 - окислительно-восстановительная реакция
в) Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2 - окислительно-восстановительная реакция
г) NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O - кислотно-основная реакция
186. a) 2NO2 + 2KOH = KNO2 + KNO3 + H2O - окислительно-восстановительная реакция
б) MgOHCl + HCl = MgCl2 + H2O - кислотно-основная реакция
в) FeO + H2SO4 = FeSO4 + H2O - кислотно-основная реакция
г) 2KClO3 = 2KCl + 3O2 - окислительно-восстановительная реакция
187.a) SiO2 + 2K2CO3 = K4SiO4 + CO2
б) Na3N + 3H2O = 3NaOH + NH3
в) IF5 + 6KOH = KIO3 + 5KF + 3H2O
188. a) Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 +3H2S
б) 12HNO3 +P4O10 = 4H3PO4 + 6N2O5
в) ZnSO4 +4KHCO3 = ZnCO3 + K2SO4 + K2CO3 +2CO2 +2H2O
189. a) Ca3P2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2PH3
б) B2O3 + 3CaF2 + 3H2SO4 = 2BF3 + 3CaSO4 + 3H2O
в) Al2(SO4)3 + 3Na2CO3 +3H2O = 2Al(OH)3 + 3Na2SO4 + 3CO2
190. a)Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3 + 3CH4
б) Al2O3 + Na2CO3 = 2NaAlO2 + CO2
в) 2Na2HPO4 = Na4P2O7 + H2O
191. P-3H3, Na3P-3, H3P+1O2 H3P+3O3, H3P+5O4, HP+2O3, H4P+52O7, HP+5O42- , H2P+5O4-, P+5O43-, KH2P+5O4 .
192. HCl-1, FeCl3-1, HCl+7O4, Cl+3F3, Cl+7F7, Cl+1O, Cl+3O2-1, Cl+5O3-1 , Cl+7O4-1, Cl+72O7.
193.
Соединение
K2SO3
Mg(HS)2
KAl(SO4)2
NaHSO4
SO32-
SO42-
H2S
SO2
SF6

Степень окисления S
+4
-2
+6
+6
+4
+6
-2
+4
+6

194.
Соединение
FeO
Fe2O3
Fe2(SO4)3
FeOHSO4
(FeOH)2SO4
BaFeO2
NaFeO2
[Fe(CN)6]4-

Степень окисления Fe
+2
+3
+3
+3
+2
+6
+3
+2

195.
Соединение
CuO
Cu2O
(CuOH)2CO3
CuCl42-
K2CuO2
CuSO4*5H2O

Степень окисления Cu
+2
+1
+2
+2
+2
+2

196. MnO2 - проявляет окислительно-восстановительную двойственность, т.к марганец находится в промежуточной степени окисления.
MnO2 + KNO3 + 2KOH = K2MnO4 + KNO2 +H2O, Mn+4 - 2e- = Mn+6 восстановитель

3MnO2 + 4Al = 2Al2O3 + 3Mn Mn+4 +24e- = Mn0 окислитель

Mn - восстановитель, т.к. марганец находится в низшей степени окисления, может ее только повышать.
Mn + Сu(NO3)2 = Mn(NO3)2 + Cu, Mn0 - 2e- = Mn+2 восстановитель
KMnO4 - окислитель, марганец находится в высшей степени окисления.
2KMnO4 + 5NO + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5NO2 + K2SO4 +3H2O, Mn+6 + 4e- = Mn+2 -окислитель
197. SO2 -проявляет окислительно-восстановительную двойственность, т.к сера находится в промежуточной степени окисления.
2SO2 + O2 = 2SO3, S+4 - 2e- = S+6 восстановитель
SO2 + H2 = S + H2O, S+4 + 4e- = S0 окислитель
H2S - восстановитель, сера находится в низшей степени окисления, может ее только повышать. H2S + 4H2O2 = H2SO4 + 4H2O, S-2 -8e- = S+6
H2SO4 - окислитель, сера находится в высшей степени окисления.
2HBr + H2SO4 = Br2 + SO2 + 2H2O, S+6 + 4e- = S+2
198. KI - восстановитель, иод находится в низшей степени окисления, может ее только повышать. 2KI + H2O2 + H2SO4 = I2 + K2SO4 + 2H2O, 2I-1 -2e- = I02
HIO4 - окислитель, иод находится в высшей степени окисления, он может ее только понизить. IO -14 + 8H+ + 8e- = I-1 + 4 H2O
I2 - проявляет окислительно-восстановительную двойственность, т.к иод находится в промежуточной степени окисления, может как повысить, так и понизить ее.
I2 + 5Cl2 + 6H2O = 10HCl + 2HIO3, I02 -10e- = 2I+5 - восстановитель
I2 + NaHSO3 + H2O = 2HI + NaHSO4, I2 + 2e- = 2I-1 - окислитель
199. Pb(NO3)2 - проявляет окислительно-восстановительную двойственность, т.к свинец находится в промежуточной степени окисления, может как повысить, так и понизить ее.
Pb(NO3)2 + Ca = . Ca(NO3)2 + Pb, Pb+2 +2e- = Pb0
3Pb(NO3)2 + 8HNO3 = 3Pb(NO3)4 + 2NO +4H2O, Pb+2 -2e- = Pb+4
PbO2 - окислитель, свинец находится в высшей степени окисления, он может ее только понизить. PbO2 + SO4-2 +4H+ +2e- = PbSO4 +2H2O
Pb - восстановитель, свинец находится в низшей степени окисления, может ее только повышать. 3Pb + 8HNO3 = 3Pb(NO3)2 + 2NO +4H2O, Pb0 -2e- = Pb+2
200. NH3 - восстановитель, азот находится в низшей степени окисления, может ее только повышать. 2 NH3 -6е- = N2 + 6H+
KNO2 - проявляет окислительно-восстановительную двойственность, т.к азот находится в промежуточной степени окисления, может как повысить, так и понизить ее.
2NO2- +4H2O +6е- = N2 + 8OH- - окислитель
NO2- + 2OH- -2е- = NO3- + H2O - восстановитель
KNO3 - окислитель, азот находится в высшей степени окисления, он может ее только понизить. 4HNO3 + 3As2O5 + 7H2O = 6H3AsO4 + 4NO, N+5 +3e- = N+2
201.
А) 2HBr + H2SO4 = Br2 + SO2 + 2H2O,

2Br -1 - 2e- = Br20 восстановитель
S+6 + 4e- = S+2 окислитель
2Br -1 - 2e- = Br2
SO4-2 + 4H+ + 2e- = SO2 + 2H2O

Межмолекулярная реакция.
Мэ(HBr) = М/Э = 81/2 = 40.5г/моль, Мэ(H2SO4) = 98/2 = 49 г/моль


Б) MnSO4 + Ca(ClO)2 + 4NaOH = Na2MnO4 + CaCl2 + Na2SO4 + 2H2O

Mn2+ - 4e- = Mn+6 восстановитель
Cl+1 + 2e- = Cl-1 окислитель
Mn2+ + 8OH- - 4e- = MnO42- + 4H2O
ClO-1 + H2O + 2e- = Cl-1 + 2OH-

Межмолекулярная реакция.
Мэ(MnSO4)= М/Э = 151/4 = 37.75 г/моль, Мэ(Ca(ClO)2) = 143/2 = 71.5 г/моль


B) 5FeS + 27HNO3 = 5Fe(NO3)2 + 5H2SO4 + 9NO + 7H2O

Fe+2 - 1e- = Fe+3 восстановитель
N+5 + 3e- = N+2 окислитель
S-2 -8e- = S+6 восстановитель
FeS +4H2O - 9e- = Fe+3 + SO4-2 + 8H+
NO3- + 6H+ + 5e- = NO + 3H2O

Межмолекулярная реакция.
Мэ(FeS) = М/Э = 88/9 = 9.8 г/моль, Мэ(HNO3) = 63/5 = 12.6 г/моль

202.
А) FeSO4 + K2Cr2O7 + 7H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + Cr2 (SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

Fe+2 - 1e- = Fe+3 восстановитель
Cr+6 +3e- = Cr+3 окислитель
Fe+2 - 1e- = Fe+3
Cr2O7 -2 + 14H+ + 6e- = 2Cr+3+ 7H2O

Межмолекулярная реакция.
Мэ( FeSO4 ) = М/Э = 152/1 = 152 г/моль, Мэ(K2Cr2O7) = 294/6 = 49 г/моль


Б) BiCl3 + 3SnCl2 + 18KOH = 2Bi + 3K2SnO3 + 12KCl + 9H2O

Bi3+ +3e- = Bi0 восстановитель
Cl+5 + 6e- = Cl-1 окислитель
Cr2O3 + 10OH- - 6e- = 2CrO42- + 5H2O
MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O

Межмолекулярная реакция.
Мэ(BiCl3) = М/Э = 315.5/ = 105.2 г/моль, Мэ(SnCl2) = 190/2 = 95 г/моль


B) 4H2O2 + H2S = H2SO4 + 4H2O

S2- - 8e- = S+6 восстановитель
O- + 1e- = O-2 окислитель
H2S + 4H2O - 8e- = SO42- + 10H+
H2O2 + 2H+ + 2e- = 2H2O

Межмолекулярная реакция.
Мэ(H2O2) = М/Э = 34/2 = 17 г/моль, Мэ(H2S) = 34/8 = 4.25 г/моль

203.
А) 3Na2SO3 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 = 3Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O

S+4 - 2e- = S+6 восстановитель
Cr+6 + 3e- = Cr+3 окислитель
SO32- + H2O - 2e- = SO42- + 2H+
Cr2O7-2 + 14H+ + 6e- = 2Cr+3 + 7H2O

Межмолекулярная реакция.
Мэ(Na2SO3) = М/Э = 126/2 = 63 г/моль, Мэ(K2Cr2O7) = 294/6 = 49 г/моль


Б) 3MnO2 + KClO3 + 6KOH = 3K2MnO4 + KCl + 3H2O

Mn4+ - 2e- = Mn+6 восстановитель
Cl+5 + 6e- = Cl-1 окислитель
MnO2 + 4OH- - 2e- = MnO4-2 + 2H2O
ClO3- + 3H2O + 6e- = Cl- +6OH-

Межмолекулярная реакция.
Мэ(MnO2) = М/Э = 87/2 = 43.5 г/моль, Мэ(KClO3) = 122.5/6 = 20.4 г/моль


B) 5Cl2 + I2 + 6H2O = 10HCl + 2HIO3

I2 - 10e- = 2I+5 восстановитель
Cl2 + 2e- = 2Cl-1 окислитель
I2 +6H2O - 10e- = 2IO3- + 12H+
Cl2 + 2e- = 2Cl-1

Межмолекулярная реакция.
Мэ(I2) = М/Э = 254/10 = 25.4 г/моль, Мэ(Cl2) = 71/2 = 35.5 г/моль

204.
А) 5NO + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5NO2 + K2SO4 + 3H2O

N+2 - 2e- = N+4 восстановитель
Mn+7 + 5e- = Mn+2 окислитель
NO + H2O - 2e- = NO2 + 2H+
MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn+2 + 4H2O

Межмолекулярная реакция.
Мэ(NO) = М/Э = 30/2 = 15 г/моль, Мэ(KMnO4) = 158/5 = 31.6 г/моль


Б) Cr2O3 + KClO3 + 4KOH = 2K2CrO4 + KCl + 2H2O

2Cr3+ - 6e- = 2Cr+6 восстановитель
Cl+5 + 6e- = Cl-1 окислитель
Cr2O3 + 10OH- - 6e- = 2CrO42- + 5H2O
ClO3- + 3H2O + 6e- = Cl- + 6OH-

Межмолекулярная реакция.
Мэ(Cr2O3) = М/Э = 152/6 = 25.3 г/моль, Мэ(KClO3) = 122.5/6 = 20.4 г/моль


B) 3As2O3 + 4HNO3 + 7H2O = 6H3AsO4 + 4NO

2As+3 - 4e- = 2As+5 восстановитель
N+5 + 3e- = N+2 окислитель
As2O3 +5H2O - 4e- = 2AsO43- + 10H+
NO3- + 4H+ + 3e- = NO + 2H2O

Межмолекулярная реакция.
Мэ(As2O3) = М/Э = 198/4 = 49.5 г/моль, Мэ(HNO3) = 63/3 = 21 г/моль

205.
А) 6FeSO4 + KClO3 + 3H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + KCl + 3H2O

Fe+2 - 1e- = Fe+3 восстановитель
Cl+5 + 6e- = Cl- окислитель
Fe+2 - 1e- = Fe+3
ClO3- + 6H+ + 6e- = Cl- + 3H2O

Межмолекулярная реакция.
Мэ(FeSO4) = М/Э = 152/1 = 152 г/моль, Мэ(KClO3) = 122.5/6 = 20.4 г/моль


Б) MnO2 + KNO3 + 2KOH = K2MnO4 + KNO2 + H2O

Mn+4 - 2e- = Mn+6 восстановитель
N+5 + 2e- = N+3 окислитель
MnO2 + 4OH- - 2e- = MnO42- + 2H2O
NO3- + H2O + 2e- = NO2- + 2OH-

Межмолекулярная реакция.
Мэ(MnO2) = М/Э = 87/2 = 43.5 г/моль, Мэ(KNO3) = 101/2 = 50.5 г/моль


B) 4Cd + 10HNO3 = 4Cd(NO3)2 + N2O + 5H2O

Cd0 - 2e- = Cd+2 восстановитель
N+5 + 4e- = N+1 окислитель
Cd0 - 2e- = Cd+2
2NO3- + 10H+ + 8e- = N2O + 5H2O

Межмолекулярная реакция.
Мэ(Cd) = М/Э = 112/2 = 56 г/моль, Мэ(HNO3) = 63/8 = 7.9 г/моль

206.
А) 3SnCl2 + K2Cr2O7 + 7H2SO4 = 3Sn(SO4)2 + 2CrCl3 + K2SO4 + 7H2O

Sn+2 - 2e- = Sn+4 восстановитель
Cr+6 + 3e- = Cr+3 окислитель
Sn+2 - 2e- = Sn+4
Cr2O7-2 + 14H+ + 6e- = 2Cr+3 + 7H2O

Межмолекулярная реакция.
Мэ(SnCl2) = М/Э = 190/2 = 95 г/моль, Мэ(K2Cr2O7) = 294/6 = 49 г/моль


Б) 3Sb2O3 + 4HNO3 + 7H2O = 6H3SbO4 + 4NO

2Sb+3 - 4e- = 2Sb+5 восстановитель
N+5 + 3e- = N+2 окислитель
Sb2O3 + 5H2O -4e- = 2SbO43- + 10H+
NO3- + 4H+ +3e- = NO + 2H2O

Межмолекулярная реакция.
Мэ(Sb2O3) = М/Э = 292/4 = 73 г/моль, Мэ(HNO3) = 63/3 = 21 г/моль


B) I2 + 5H2O2 = 4H2O + 2HIO3

I2 - 10e- = 2I+5 восстановитель
O-1 + 1e- = O-2 окислитель
I2 +6H2O - 10e- = 2IO3- + 12H+
H2O2 + 2H+ +2e- = 2H2O

Межмолекулярная реакция.
Мэ(I2) = М/Э = 254/10 = 25.4 г/моль, Мэ(H2O2) = 34/2 = 17 г/моль

207.
А) 2HBr + 7H2SO4 = Br2 + SO2 + 2H2O

2Br-1 - 2e- = Br2 восстановитель
S+6 + 2e- = S+4 окислитель
2Br -1 - 2e- = Br2
SO4-2 + 4H+ + 2e- = SO2 + 2H2O

Межмолекулярная реакция.
Мэ(HBr) = М/Э = 81/2 = 40.5г/моль, Мэ(H2SO4) = 98/2 = 49 г/моль


Б) 5FeCl2 + KMnO4 + 8HCl = 5FeCl3 + MnCl2 + KCl +4H2O

Fe+2 - 1e- = Fe+3 восстановитель
Mn+7 + 5e- = Mn+2 окислитель
Fe+2 - 1e- = Fe+3
MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O

Межмолекулярная реакция.
Мэ(FeCl2) = М/Э = 127/1 = 127 г/моль, Мэ(KMnO4) = 158/5 = 31.6 г/моль


B) Sb2O3 + Br2 + 10NaOH = 2Na3SbO4 + 4NaBr +5H2O

2Sb+3 - 4e- = 2Sb+5 восстановитель
Br2 +2e- = 2Br -1 окислитель
Sb2O3 + 10OH- - 4e- = 2SbO43- + 5 H2O
Br2 +2e- = 2Br -1

Межмолекулярная реакция.
Мэ(Br2) = М/Э = 160/2 = 80 г/моль, Мэ(Sb2O3) = 292/4 = 73 г/моль

208.
А) 2NaI + 2NaNO2 + 2H2SO4 = I2 + 2NO + 2Na2SO4 + 2H2O

2I- - 2e- = I2 восстановитель
N+3 + 1e- = N+2 окислитель
2I- - 2e- = I2
NO2- + 2H+ + 1e- = NO + H2O

Межмолекулярная реакция.
Мэ(NaI) = М/Э = 150/2 = 75 г/моль, Мэ(NaNO2) = 69/1 = 69 г/моль


Б) 2Bi(NO3)3 + 3SnCl2 + 18NaOH = 2Bi + 3Na2SnO3 + 3NaNO3 + 6NaCl + 9H2O

Bi3+ + 3e- = Bi0 окислитель
Sn+2 - 2e- = Sn+4 восстановитель
Bi3+ + 3e- = Bi0
Sn+2 + 6OH- - 2e- = SnO32- + 3H2O

Межмолекулярная реакция.
Мэ(Bi(NO3)3) = М/Э = 395/3 = 131.7 г/моль, Мэ(SnCl2) = 190/2 = 95 г/моль


B) 5Zn + 12HNO3 = 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O

Zn0 - 2e- = Zn+2 восстановитель
2N+5 +10e- = N20 окислитель
Zn0 - 2e- = Zn+2
2NO3- + 12H+ + 10e- = N2 + 6H2O

Межмолекулярная реакция.
Мэ(Zn) = М/Э = 65.4/2 = 32.7 г/моль, Мэ(HNO3) = 63/10 = 6.3 г/моль

209.
А) CuS + 10HNO3 = Cu(NO3)2 + H2SO4 + 8NO2 + 2H2O

S2- - 8e- = S+6 восстановитель
N+5 + 1e- = N+4 окислитель
S2- + 4H2O - 8e- = SO42- + 8H+
NO3- + 2H+ + 1e- = NO2 + H2O

Межмолекулярная реакция.
Мэ(CuS) = М/Э = 96/8 = 12 г/моль, Мэ(HNO3) = 63/1 = 69 г/моль


Б) Cl2 + NaHSO3 + H2O = 2HCl + NaHSO4,

Cl2 + 2e- = 2Cl-1 - окислитель
S+4 - 2e- = S+6 восстановитель
Cl2 + 2e- = 2Cl-1
HSO3- + H2O - 2e- = HSO4- + 2H+

Межмолекулярная реакция.
Мэ(Cl2) = М/Э = 71/2 = 35.5 г/моль, Мэ(NaHSO3) = 104/2 = 52 г/моль


B) Fe2O3 + 3KNO3 + 4KOH = 2K2FeO4 + 3KNO2 +2H2O

2Fe3+ - 6e- = 2Fe+6 восстановитель
N+5 +2e- = N+3 окислитель
Fe2O3 + 10OH- - 6e- = 2FeO4-2 + 5H2O
NO3- + H2O + 2e- = NO2- + 2OH-

Межмолекулярная реакция.
Мэ(Fe2O3) = М/Э = 160/6 = 26.7 г/моль, Мэ(KNO3) = 101/2 = 50.5 г/моль

210.
А) Cr2(SO4)3 + 3NaClO + 10KOH = 2K2CrO4 + 3NaCl + K2SO4 + 5H2O

Cr3+ - 3e- = Cr+6 восстановитель
Cl+1 + 2e- = Cl-1 окислитель
Cr3+ + 8OH- - 3e- = CrO42- + 4H2O
ClO- + H2O + 2e- = Cl- + 2OH-

Межмолекулярная реакция.
Мэ(Cr2(SO4)3) = М/Э = 392/3 = 130.7 г/моль, Мэ(NaClO) = 83.5/2 = 41.8 г/моль


Б) 5Na2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5Na2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O

S4+ - 2e- = S+6 восстановитель
Mn+7 + 5e- = Mn+2 окислитель
SO32- + H2O - 2e- = SO42- + 2H+
MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O

Межмолекулярная реакция.
Мэ(Na2SO3) = М/Э = 144/2 = 72 г/моль, Мэ(KMnO4) = 158/5 = 31.6 г/моль


B) 2KI + H2O2 + H2SO4 = I2 + K2SO4 + 2H2O

2I- - 2e- = I2 восстановитель
O- + 1e- = O2- окислитель
2I- - 2e- = I2
H2O2 + 2H+ + 2e- = 2H2O

Межмолекулярная реакция.
Мэ(KI) = М/Э = 166/2 = 83 г/моль, Мэ(H2O2) = 34/2 = 17 г/моль

1.8 Стехиометрические расчеты
211. а) FeO - возьмем 1 моль оксида, тогда его масса m(FeO) = n*M = 1*72 = 72 г. Содержание железа и кислорода в оксиде n(Fe) = n(O) = 1 моль.
m(Fe) = n*M = 1*56 = 56 г. w%(Fe) = m(Fe)*100%/m(FeO) = 56*100%/72 = 77.78 %
m(O) = n*M = 1*16 = 16 г. w%(O) = m(O)*100%/m(FeO) = 16*100%/72 = 22.22 %
б) Fe2O3- возьмем 1 моль оксида, тогда его масса m(Fe2O3) = n*M = 1*160 = 160 г. Содержание железа и кислорода в оксиде n(Fe) = 2 моль, n(O) = 3 моль.
m(Fe) = n*M = 2*56 = 112 г. w%(Fe) = m(Fe)*100%/m(Fe2O3) = 112*100%/160 = 70%
m(O) = n*M = 3*16 = 48 г. w%(O) = m(O)*100%/m(Fe2O3) = 48*100%/160 = 30%
212. KMnO4 - возьмем 1 моль соли, тогда её масса m(KMnO4) = n*M = 1*158 = 158 г. Содержание калия, марганца и кислорода: n(K) = 1 моль, n(Mn) = 1 моль, n(O) = 4 моль.
m(K) = n*M = 1*39=39 г. w%(K) = m(K)*100%/m(KMnO4) = 39*100%/158 = 24.7%
m(Mn) = n*M = 1*55 = 55 г. w%(Mn) = m(Mn)*100%/m(KMnO4) = 55*100%/158 = 34.8%
m(O) = n*M = 4*16 = 64 г. w%(O) = m(O)*100%/m(KMnO4) = 64*100%/158 = 40.5%
213. а) NH3 - возьмем 1 моль аммиака, тогда его масса m(NH3)=n*M=1*17=17 г. Содержание азота и водорода: n(N)=1 моль, n(H)=3 моль.
m(N)=n*M=1*14=14 г. w%(N)=m(N)*100%/m(NH3) =14*100%/17=82.4%
m(H)=n*M=3*1=3 г. w%(H)=m(H)*100%/m(NH3) =3*100%/17=17.6%
а) N2H4 - возьмем 1 моль гидразина, тогда его масса m(N2H4)=n*M=1*30=30 г. Содержание азота и водорода: n(N)=2 моль, n(H)=4 моль.
m(N)=n*M=1*14=14 г. w%(N)=m(N)*100%/m(NH3) =14*100%/17=82.4%
m(H)=n*M=3*1=3 г. w%(H)=m(H)*100%/m(NH3) =3*100%/17=17.6%
214. Сульфат натрия Na2SO4. Возьмем один моль соли. В одном моль соли содержится 2 моль натрия, один моль серы и 4 моль кислорода.
m(Na2SO4)=n*M=1*142=142 г.
m(Na)=n*M=2*23=46 г. w%(Na) = m(Na)*100%/m(Na2SO4) = 46*100/142 = 32.4 %
m(S)=n*M=1*32=32 г. w%(S) = m(S)*100%/m(Na2SO4) = 32*100/142 = 22.5 %
m(O)=n*M=4*16=64 г. w%(O) = m(O)*100%/m(Na2SO4) = 64*100/142 = 45.1 %
215. Обезвоженные хромокалиевые квасцы: KCr(SO4)2 Возьмем один моль соли. В одном моль соли содержится 1 моль калия, 1 хрома, 2 моль серы и 8 моль кислорода.
m(KCr(SO4)2)=n*M=1*283=283 г.
m(K)=n*M=1*39=39 г. w%(K) = m(K)*100%/m(KCr(SO4)) = 39*100/283 = 13.8 %
m(Cr)=n*M=1*52=52 г. w%(Cr) = m(Cr)*100%/m(KCr(SO4)) = 52*100/283 = 18.4 %
m(S)=n*M=2*32=64 г. w%(S) = m(S)*100%/m(KCr(SO4)) = 64*100/283 = 22.6 %
m(O)=n*M=8*16=128 г. w%(O) = m(O)*100%/m(KCr(SO4)) = 128*100/283 = 45.2 %
216. w%(H) = 5.882 %, w%(O) = 100-5.882 = 94.118 %. Dвоздуху = 1.1724. Молярная масса вещества равна: M(HxOy) = Dвоздуху*M(воздуха) = 1.1724*29 = 34 г/моль. Возьмем один моль вещества: его масса равна 34 грамма, следовательно -
m(H) = 34*5.882%/100% = 2 г. n(H) = m/M = 2/1 = 2 моль.
m(О) = 34*94.118%/100% = 32 г. n(О) = m/M = 32/16 = 2 моль. Следовательно, это Н2О2.
217. w%(As) = 75.76 %, w%(O) = 100-75.76 = 24.24 %. Dвоздуху = 13.65. Молярная масса вещества равна: M(AsxOy) = Dвоздуху*M(воздуха) = 13.65*29 = 395.85 г/моль. Возьмем один моль вещества: его масса равна 395.85 грамма, следовательно -
m(As) = 395.85*75.76%/100% = 300 г. n(As) = m/M = 300/75 = 4 моль.
m(О) = 395.85*24.24%/100% = 96 г. n(О) = m/M = 96/16 = 6 моль.
Следовательно, это As4О6.
218. w%(B) = 78.2 %, w%(H) = 100-78.2 = 21.8 %. Так как масса одного литра этого газа равна массе одного литра азота, то молекулярные массы этих газов также равны: M(BxHy) = M(N2) = 28 г/моль. Возьмем один моль BxHy: его масса равна 28 г., следовательно -
m(B) = 28*78.2%/100% = 22 г. n(B) = m/M = 22/11 = 2 моль.
m(H) = 28*21.8%/100% = 6 г. n(H) = m/M = 6/1 = 6 моль.
Следовательно, это B2H6.
219. w%(C) = 80 %, w%(H) = 20 %. DH = 15. Молярная масса вещества равна: M(CxHy) = DH*M(H2) = 15*2 = 30 г/моль. Возьмем один моль вещества: его масса равна 30 грамм, следовательно -
m(C) = 30*80%/100% = 24 г. n(C) = m/M = 24/12 = 2 моль.
m(H) = 30*20%/100% = 6 г. n(H) = m/M = 6/1 = 6 моль.
Следовательно, это C2H6.
220. w%(C) = 92.3 %, w%(H) = 7.7 %.
V = 1л, m = 1.17г, M(CxHy) = m/n = m*Vм/V = 1.17*22.4/1 = 26 г/моль.
Возьмем один моль вещества: его масса равна 26 грамм, следовательно -
m(C) = 26*92.3%/100% = 24 г. n(C) = m/M = 24/12 = 2 моль.
m(H) = 26*7.7%/100% = 2 г. n(H) = m/M = 2/1 = 2 моль.
Следовательно, это C2H2.
б) V = 1л, m = 3.51г, M(CxHy) = m/n = m*Vм/V = 3.51*22.4/1 = 78 г/моль.
Возьмем один моль вещества: его масса равна 26 грамм, следовательно -
m(C) = 78*92.3%/100% = 72 г. n(C) = m/M = 72/12 = 6 моль.
m(H) = 78*7.7%/100% = 6 г. n(H) = m/M = 6/1 = 6 моль.
Следовательно, это C6H6.
221. CaCO3 = CaO + CO2. m(CaO) = 280 кг. n(CaO) = m/M = 280000/56 = 5000 моль. Согласно уравнению реакции, n(CaCO3) = n(CaO) = 5000 моль. m(CaCO3) = n*M=5000*100= 500кг.
222. CaCO3.MgCO3 = CaO + MgO + 2CO2. m(доломита) = 920г. n(доломита) = m/M = 920/184 = 5 моль. Согласно уравнению реакции, n(CO2) = 2n(доломита) = 2*5 = 10 моль. V(CO2) = Vм(CO2)*n(CO2) = 22.4*10 = 224 литра.
223. FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S ; 2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O
V(O2) = 306л., n(O2) = V/Vм = 306/22.4 = 13.66моль. n(H2S) = 2/3n(O2) = 9.11моль. n(FeS) = n(H2S). m(FeS) = n*M = 9.11*88 = 801г.
224. Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 V(H2) = 280мл. n(H2) = V/Vм = 0.28/22.4 = 0.0125моль. Согласно уравнению реакции, n(Zn) = n(ZnCl2) = n(H2). Масса израсходованного цинка - m(Zn) = n*M = 0.0125*65.4 = 0.8175г. Масса образовавшегося хлорида цинка - m(ZnCl2) = n*M = 0.0125*136 = 1.7г.
225. BaCl2 + 2AgNO3 = Ba(NO3)2 + 2AgCl. m(AgCl) = 287г. n(AgCl) = m/M = 287/143.5 = 2моль. Согласно уравнению реакции, n(AgNO3) = n(AgCl), следовательно, m(AgNO3) = n*M = 2*170 = 340г.
226. KOH + HNO3 = KNO3 + H2O. m(KOH) = 10г. - n(KOH) = m/M = 10/56 = 0.18моль, m(HNO3) = 10г. - n(HNO3) = m/M = 10/63 = 0.16моль. В избытке находится гидроксид калия, nизб(KOH) = 0.18 - 0.16 = 0.02моль. mизб(KOH) = nизб*M = 0.02*56 = 1.12г.
227. 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O. m(NaOH) = 9г. n(NaOH) = m/M = 9/40 = 0.225моль. m(H2SO4) = 10г. n(H2SO4)= m/M = 10/98 = 0.102моль. На реакцию с 0.102 моль серной кислоты, согласно уравнению реакции, требуется 2*0.102 = 0.204 моль NaOH. Следовательно в избытке находится щелочь, и среда раствора будет щелочной.
228. HCl + NH3 = NH4Cl. m(HCl) = 7.3; n(HCl) = m/M = 7.3/36.5 = 0.2моль. m(NH3) = 4.0г. n(NH3) = m/M = 4/17 = 0.24г. Согласно уравнению реакции, вещества реагируют в равных количествах, следовательно, в избытке находится аммиак. n(HCl) = n(NH4Cl). m(NH4Cl) = n*M = 0.2*53.5 = 10.7г.
Не прореагировало 0.24-0.2 = 0.04 моль аммиака - m(NH3) = n*M = 0.04*17 = 0.68г.
229. FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl. Согласно уравнению реакции, вещества реагируют в соотношении 1 к 3, следовательно, с 0.20 моль хлорида железа будет взаимодействовать 3*0.2 = 0.6 моль щелочи. Щелочь находится в недостатке. Израсходуется 0.24/3 = 0.08 моль FeCl3 и образуется такое же количество Fe(OH)3. Останется 0.2 - 0.08 = 0.12 моль FeCl3.
230. S + O2 = SO2. m(S) = 8 г. n(S) = m/M = 8/32 = 0.25 моль. V(O2) = 30 литров. n(O2) = V/Vм = 30/22.4 = 1.14 моль. Из уравнения реакции видно, что сера находится в недостатке. После реакции останется кислород в количестве 1.14 - 0.25 = 0.89 моль. V(O2) = n*Vм = 0.89*22.4 = 20 литров.
231. CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2 + H2O. V(CO2) = 571.2л. n(CO2) = V/Vм = 571.2/22.4 = 25.5 моль. Согласно уравнению реакции, n(CaCO3) = n(CO2). m(CaCO3) = n*M = 25.5*100 = 2550 г. С учетом примесей масса известняка будет равна 2550*100%/85% = 3000 г.
232. m(Fe2O3) = 2т. Масса чистого оксида составляет m = 2000000*94%/100% = 1880000 г. n(Fe2O3) = m/M = 1880000/160 = 11750 моль. Из одного моль оксида можно получить два моль железа. m(Fe) = 2*n(Fe2O3)*M(Fe) = 2*11750*56 = 1316000 = 1,32 тонны.
233. Объем смеси 1 м3.
V(H2) = 1*50%/100% = 0.5 м3, n(H2) = V/Vм = 0.5*103/22.4 = 22.3 моль.
V(СH4) = 1*35%/100% = 0.35 м3, n(СH4) = V/Vм = 0.35*103/22.4 = 15.6 моль.
V(СО) = 1*8%/100% = 0.08 м3, n(СО) = V/Vм = 0.08*103/22.4 = 3.6 моль.
V(С2H4) = 1*2%/100% = 0.02 м3, n(С2H4) = V/Vм = 0.02*103/22.4 = 0.9 моль.
H2 + O2 = 2H2O На сжигание водорода потребуется n(O2)= 1/2n(H2) = 22.3/2 = 11.15 моль
СH4 + 2O2 = 2H2O+ СO2 На сжигание метана потребуется n(O2)= 2n(СH4) = 15.6*2 = 31.2 моль
2СО + O2 = 2СО2 На сжигание СО потребуется n(O2)= 1/2n(СО) = 3.6/2 = 1.8 моль
С2H4 + 3O2 = 2H2O + 2СО2 На сжигание С2Н4 потребуется n(O2)= 3n(С2H4) = 0.9*3 = 2.7 моль
Всего будет затрачено 11.15 + 31.2 + 1.8 + 2.7 = 46.85 моль кислорода. V(O2) = n*Vм = 46.85*22.4 = 1049.44 литров. V(воздуха) = V(O2)*100%/21% = 4997.3 литров = 5м3.
234. FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S. m(FeS) = 500г. n(FeS) = m/M = 500/88 = 5.7 моль. Согласно уравнению реакции из 5.7 моль сульфида железа можно получить 5.7 моль сероводорода. Однако, образовалось n(H2S) = V/Vм = 112/22.4 = 5 моль. Выход реакции В = 5*100%/5.7 = 87.7%.
235. 3О2 = 2О3. В 100 литрах воздуха содержится V(O2) = 100*21%/100% = 21 литр. n(O2) = V/Vи = 21/22.4 = 0.9375 моль. Согласно уравнению реакции, n(O3) = 2/3n(O2) = 2*0.9735/3 = 0.625 моль. V(O3) = 0.625*22.4 = 14 литров. Выход реакции равен В = 1.4*100%/14 = 10%.
236. Zn + 2H+ = Zn2+ + H2. n(H2) = 6.272/22.4 = 0.28 моль. Согласно уравнению реакции, n(Zn) = n(H2). Масса чистого цинка равна m(Zn) = n*M = 0.28 * 65.4 = 18.3 г. Масса примесей в цинке m = 20.4 - 18.3 = 2.1. Следовательно, содержание примесей w%(примесей) = 2.1*100%/20.4 = 10.3%.
237. С + О2 = СО2. n(CO2) = V/Vм = 5.3*103/22.4 = 236.6 моль. Согласно уравнению реакции, n(С) = n(СО2). Масса чистого углерода m(С) = n*M = 236.6*12 = 2,84 кг. Содержание углерода в угле w%(C) = 2.84*100%/3 = 95%.
238. CaCO3*MgCO3 = CaO + MgO + 2CO2. n(СО2) = V/Vм = 21/22.4 = 0.9375 моль. Согласно уравнению реакции, n(доломита) = 1/2n(CO)2 = 0.9375/2 = 0.469 моль. m(доломита) = n*M = 0.469*184 = 86.25 г. Масса примесей в доломите составляет m = 100 - 86.25 = 13.75 г. w%(примесей) = 13.75*100%/100 = 13.75%.
239. 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2. Найдем количество образовавшегося сернистого газа: n(SO2) = V/Vм = 3500*103/22.4 = 156250 моль. Согласно уравнению реакции, n(FeS2) = 1/2n(SO2) = 156250/2 = 78125 моль. m(FeS2) = n*M = 78125*120 = 9375 кг = 9.4 тонн. Содержание пирита в руде - w%(FeS2) = 9.4*100%/100 = 9.4%.
240. Обозначим массу алюминия - х, массу магния - у. х + у =12 г. Уравнение Менделеева-Клайперона: 13 EMBED Equation.3 1415. Количество выделившегося водорода равно: n(H2) = PV/RT = 100.7*14.4/(8.31*(23+273)) = 0.6 моль.
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2. n1(H2) = n(Mg) m/M = y/24
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2. n2(H2) = 3/2n(Al) = m/M = x/27
y/24 + x/27 = 0.6 (y = 12 - x), следовательно, (12 - х)/24 + х/27 = 0.6, откуда х=5.9. m(Mg) = 5.9 г. m(Al) = 12 - 5.9 = 6.1 г. Содержание металлов в сплаве равно: w%(Mg) = 5.9*100%/12 = 49.1%, w%(Al) = 100% - 49.2% = 50.2%.
241.Стандартной энтальпией образования (
·Hof) называют тепловой реакции образования одного моля химического соединения из простых веществ, устойчивых при данных условиях. S + O2 = SO2. n(S) = m/M = 10/32 = 0.3125 моль.

·Hof(SO2) = -Q/n = 92.8/0.3125 = -296.96 кДж/моль. Справочное значение -296.9 кДж/моль
242. Н2 + 1/2О2 = Н2О. n(Н2) = V/Vм = 2.24/22.4 = 0.1 моль.
·Hof(Н2О) = -Q/n = 28.6/0.1 = -286 кДж/моль. Образовалась вода в жидком состоянии.
243. Ca + F2 = CaF2. n(Са) = m/M = 2/40 = 0.05 моль.

·Hof(CaF2) = -Q/n = 61/0.05 = 1220 кДж/моль. Ошибка опыта равна (1220-1214.6)/1214.6 = 0.0044 = 0.44%
244. 2Al + 3/2O2 = Al2O3.
·Hof(Al2О3) = -Q/n, следовательно, n(Al2O3) = 1676/838 = 2 моль. Согласно уравнению реакции, n(Al) = 2n(Al2O3) = 4 моль, n(O2) = 3/2n(Al2O3) = 3 моль. m(Al) = n*M = 4*27 = 108 г. V(O2) = 3*22.4 = 67.2 л.
245. Ca + 1/2O2 = CaO + Q. Q = -
·Hof * n.
·Hof(CaO) = -635.5 кДж/моль. n(Ca) = m/M = 200/40 = 5 моль. Q = 635.5*5 = 3177.5 кДж.
246. H2 + Br2 = 2HBr + Q. Q = -
·Hof * n.
·Hof(HBr) = -36.3 кДж/моль. n(H2) = V/Vм = 560/22.4 = 25 моль. n(Br2) = m/M = 500/80 = 6.25 моль. Бром находится в недостатке, поэтому расчет ведем по брому: Q = 36.3*6.25 = 227 кДж.
247. Закон Лавуазье-Лапласа: тепловой эффект реакции равен сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ. Например: Тепловой эффект реакции CaCO3 = CaO + CO2 запишется как
·HoР =
·Ho(CaO) +
·Ho(CO2) -
·Ho(CaCO3) = -635.5 - 393.5 + 1206.9 = 177.9 кДж/моль. Закон Лавуазье-Лапласа следует из закона Гесса (тепловой эффект реакции зависит только от вида и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути процесса, т.е. от числа и характера промежуточных стадий), поэтому его называют следствием закона Гесса.
248. CuO = Cu + 1/2O2 - Q.
·Hof = -Q/n. Q = 12.8 кДж. n(Cu) = m/M =5/64 = 0.078 моль.
·Hof(CuO) = -12.8/0.078 = -163.8 кДж/моль. Справочное значение: -162 кДж/моль.
249. Cu2O = 2Cu + 1/2O2 - Q.
·Hof = - Q / n. Q = 17 кДж. n(Cu) = m/M =12.7/64 = 0.2 моль.
·Hof(Cu2O) = - 2*17 / 0.2 = -171.3 кДж/моль. Справочное значение: -173.2 кДж/моль.
250. CaH2 = Ca + H2 - Q.
·Hof = - Q / n. Q = 23.6 кДж. V(H2) = V/Vм =2.8/22.4 = 0.125 моль.
·Hof(CaH2) = - 23.6 / 0.125 = -188.8 кДж/моль. Справочное значение: -188.7 кДж/моль.
251. 1. Са(ОН)2 = СаО + Н2О
·H01 = 65.3 кДж/моль
2. Ca(OH)2 + SiO2 = CaSiO3 + H2O
·H02 = -23.3 кДж
3. CaO + SiO2
·H03 = ?

·H03 =
·H02 -
·H01 = -23.3 – 65.3 = -233.6 кДж.
Закон Гесса: сумма энтальпий двух или более промежуточных реакций при переходе из исходного к конечному состоянию равна энтальпии реакции, которая ведет от исходного к конечному состоянию непосредственно.
1 следствие: теплота образования реакции равна разности между суммой теплот образования продуктов и суммой теплот образования исходных веществ.
2 следствие: теплота сгорания – тепловой эффект реакции сгорания одного моль вещества.
3 следствие: если совершается 2 реакции, приводящие из разных начальных состояний к равным конечным, то разница между их тепловыми эффектами есть тепловой эффект перехода из одного состояния в другое
252. Термохимические уравнения - уравнения, в которых приведены значения энтальпий данной реакции и указаны абсолютные состояния реагентов и продуктов. На основании закона Гесса с термохимическими уравнениями можно оперировать, как и с алгебраическими.
1. H2S + 3/2O2 = H2O + SO2
·H01 = -561.1 кДж
2. S + O2 = SO2
·H02 = -296.2 кДж
3. 2H2S + SO2 = 3S + 2H2O
·H03 = ?

·H03 = 2
·H01 - 3
·H02 = 2*(-561.1) - 3(-296.2) = -233.6 кДж.
253. а) 2As(к) + 3F2(г) = 2AsF3(г),
·H01 = -1842 кДж
б) AsF5(г) = AsF3(г) + F2(г),
·H02 = 317 кДж
в) 2As(к) + 5F2(г) = 2AsF5(г),
·H03 = ?

·H03 =
·H01 - 2
·H02 = -1842 - 2*317 = -2476 кДж.
254.
1. Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2

·H01 = -1673.7 кДж

2. C + 1/2O2 = CO

·H02 = -110.4 кДж

3. CO2 = C + O2

·H03 = 393.3 кДж

4. 2Fe + 3O2 = Fe2O3

·H04 = ?

По закону Гесса,
·H04 = -
·H01 - 3
·H02 - 3
·H03 = 1673.7 + 3*110.4 - 3*393.3 = 825 кДж

255. а) CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O,
·H01 = -892 кДж
б) 2CH3Cl + 3O2 = 2CO2 + 2H2O() + 2HCl(),
·H02 = -1374 кДж
в) 2H2 + O2 = 2H2O,
·H03 = -571,7 кДж
г) H2+ Cl2 = 2HCl,
·H04 = -185 кДж
д) CH4 + Cl2 = CH3Cl + HCl,
·H05 = ?

·H05 = (2
·H01 -
·H02 -
·H03 +2
·H04) / 2 = [2*(- 892) – (-1374) – (-571.7) + 2*(-185)] / 2 = -104.15 кДж
256. а) Na2CO3 + SiO2 = Na2SiO3 + CO2,
·H01 = 819.3 кДж
б) Na2O + SiO2 = Na2SiO3,
·H02 = -243.5 кДж
в) Na2SiO3 = Na2O + CO2,
·H03 = ?
Q = - n*
·H03 ,
·H03 =
·H01 -
·H02 = 819.3 – (-243.5) = 1062.8 кДж. n(Na2CO3) = m / M = 200/106 = 1/89 моль. Q = - 1.89 * 1062.8 = - 2008.7 кДж.
257. Основной закон термохимии - закон Гесса: тепловой эффект реакции зависит только от вида и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути процесса, т.е. от числа и характера промежуточных стадий. Следствие: тепловой эффект реакции равен сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ. В математическом виде:
·Hoреакции =
·
·Ho (продуктов) -
·
·Ho (исходных веществ). CH4+2O2 = CO2+2H2O.
·Hoреакции =
·Ho(СО2) + 2
·Ho(Н2О) -
·Ho(СН4) - 2
·Ho(О2) = -393.5-2*241.8+74.8 = -802.3 кДж/моль. n(CH4) =V/Vм = 1000/22.4 = 44.64 моль. Выделится тепла: Q = -
·Ho*n = 802.3*44.64 = 35817 кДж.
258.
·Hoреакции = 2
·Ho(MgО) +
·Ho(C) - 2
·Ho(Mg) -
·Ho(CО2) = -2*601.8 + 393.5 = -810.1 кДж/моль. n(Mg) = m/M = 1000/24 = 41.67 моль. Выделится тепла: Q = -
·Ho*n = 810.1*41.67 = 33754.2 кДж.
259.
·Hoреакции =
·Ho(KCl) +
·Ho(O2) -
·Ho(KClO3) = -435.9 + 391.2 = -44.7 кДж/моль. n(KClO3) = m/M = 1000/122.5 = 8.2 моль. Выделится: Q = -
·Ho*n = 44.7*8.2 = 365 кДж.
260.
·Hoреакции =
·Ho(N2O5) -
·Ho(O2) – 2
·Ho(NO) = (-42.7) –2*90.2 = -223.1кДж/моль. n(N2O5) = m/M = 1000/108 = 9.3 моль. Выделится: Q = -
·Ho*n = 223.1*9.3 = 2074.8 кДж.
261. Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2 ,
·Hoреакции =
·Ho(Ca(OH)2) - 2
·Ho(H2O) = -986.6 + 2*285.3 = - 416 кДж/моль. n(H2) = V/Vм = 1000/22,4 = 44,64моль. Q = -
·Ho*n(H2) = - 416 * 44,64 = 18570 кДж.
262.
·Hoреакции =
·Ho(SO2) +
·Ho(H2O) -
·Ho(H2S) = -296,9 - 241,8 + 21 = -517,7 кДж/моль. n(H2S) = V/Vм = 1000/22,4 = 44,64моль. Выделится: Q = -
·Ho*n = 44.64*-517,7 = -23110,13кДж.
263. C2H4 + 3O2 = 2CO2 + 2H2O,
·Hoреакции = 2
·Ho(СО2) + 2
·Ho(Н2О) -
·Ho(С2Н4) = -393.5*2-2*241.8 - 52,3 = -1322,9кДж/моль. n(C2H4) =V/Vм = 1000/22.4 = 44.64 моль. Выделится тепла: Q = -
·Ho*n = 1322,9*44.64 = 59054,3 кДж.
264. C2H5OH + 3O2 = 2CO2 + 3H2O,
·Hoреакции = 2
·Ho(СО2) + 3
·Ho(Н2О) -
·Ho(C2H5OH) = -393.5*2-3*241.8+227,6= -1288,4 кДж/моль. n(C2H4) =V/Vм = 1000/22.4 = 44.64 моль. Выделится тепла: Q = -
·Ho*n = 1288,4*44.64 = 57514,2 кДж.
265. Ca(OH)2 = H2O + CaO, Hoреакции =
·Ho(H2O) +
·Ho (CaO) -
·Ho(Ca(OH)2) = -285,3-635,5 + 986,6 = 65,6 кДж/моль. n(H2O) = m/M = 1000/18 = 55,56 моль. Теплоты поглотилось: Q = -
·Ho*n(H2) = - 65,6*55,56 = -3086,6 кДж.
266. CaCO3 = CaO + CO2 , Hoреакции =
·Ho(CO2) +
·Ho (CaO) -
·Ho(CaCO3) = -393,5 - 635,5 + 1206,9 = 177,9 кДж/моль. n(CO2) = V/Vм = 100000/22.4 = 4464,28 моль. Теплоты поглотилось: Q = -
·Ho*n(CO2) = - 177,9*4464,28 = - 794196 кДж.
267. Стандартная энтальпия сгорания характеризует изменение энтальпии, происходящее при сгорании 1 моль вещества. C2H6 + H2 = 2C2H4.
·Hреакции = 2
·Hсгорания (С2Н4) - (
·Hсгорания(H2) +
·Hсгорания(С2H6)) = 2*1411,0 - 241,8 - 1599,9 = 980,3 кДж/моль.
268.
·Hoреакции =
·Hсгорания(С2Н6) -
·Hсгорания(С2H4) -
·Hсгорания(H2) = 1599.9 - 1411.0 - 241,8 = -52.9 кДж/моль.
269.
·Hoреакции =
·Hсгорания(С6Н6) - 3
·Hсгорания(С2H2) = -3268 + 3*1301 = 635 кДж/моль.
270. Теплотворная способность топлива - это количество теплоты, выделяемое при сгорании определенного количества топлива, например, одного кг или литра. 60% Н2 и 40% СН4. В одном литре содержится 0.6 л. водорода и 0.4 литра метана. n(H2) = V/Vм = 0.6/22.4 = 0.027 моль. n(CH4) = 0.4/22.4 = 0.018 моль. При сгорании одного литра данной смеси выделится теплоты: Q = -n(H2)*
·Ho(H2) - n(CH4)*
·Ho(CH4) = 0.027*241.8 + 0.018*890.3 = 22.5 кДж.
271. Наука, изучающая возможность и направление самопроизвольного протекания химических реакций, называется химической термодинамикой. Химическая термодинамика позволяет вычислять количество энергии, необходимой для проведения реакции, может оценить глубину протекания процесса до достижения системой равновесного состояния, она исследует превращение энергии при химических реакциях и способность химических систем выполнять полезную работу.
272. В настоящее время в качестве критерия самопроизвольного протекания реакции используется энергия Гиббса. Она определяется по уравнению:
·G =
·H - T*
·S. В прошлом столетии считалось, что реакция протекает самопроизвольно, если она экзотермическая, т.е. протекает с выделением тепла.
273. На опыте было установлено, что в химических процессах имеют место две тенденции: стремление частиц объединиться за счет более прочных связей (уменьшение энтальпии) и стремление частиц перейти в состояние большей разупорядоченности (увеличение энтропии). Суммарный эффект этих двух противоположных тенденций отражает изменение энергии Гиббса:
·G =
·H - T*
·S. Энергия Гиббса является критерием самопроизвольного протекания реакций, поскольку ее уменьшение является движущей силой химического процесса:
·G
· 0.
Изменение энтальпии или энтропии не может являться критерием протекания реакции, т.к. часто самопроизвольно протекают реакции, идущие с увеличением энтальпии или уменьшением энтропии.
274. Под энтальпийным фактором процесса понимается его тепловой эффект, т.е. поглощение или выделение тепла при протекании процесса. Энтропийный фактор характеризует стремление системы к разупорядочиванию. В целом самопроизвольное протекание процесса означает увеличение энтропии и/или уменьшение энтальпии. Оба фактора учитывает т.н. энергия Гиббса:
·G =
·H - T*
·S.
275. Энергия Гиббса:
·G =
·H - T*
·S. Несмотря на то, что в данное уравнение давление и концентрация реагирующих веществ не входят ,эти характеристики определяют значения энтальпийного:
·H вклада и энтропийного вклада T*
·S, т.е. косвенно влияют на энергию Гиббса.
276. Энергия Гиббса:
·G =
·H - T*
·S. Энергия Гиббса может дать только приближенный ответ о возможности протекания процесса по нескольким причинам: во-первых, энтропия и энтальпия не постоянны во всем температурном интервале и во-вторых для протекания процесса кроме термодинамической возможности должна выполняться и кинетическая возможность. Кинетические параметры процесса уравнение Гиббса не учитывает, поэтому и дает приближенный ответ.
277. Энергия Гиббса:
·G =R*T*lnKp. Из уравнения Менделеева-Клайперона (13 EMBED Equation.3 1415) можно выразить произведение R*T как функцию давления:
·G =P*V*n*lnKp - при изменении давления газов и концентрации веществ.
278.
Знак
изменения
функции
Вывод о возможности
самопроизвольности
протекания процесса




·H

·S

·G



+
+
+
Реакция не протекает
N2O4 (г) = 2 NO2 (г)

-
+
-
Протекает
2H2O2(р) = 2H2O (ж) + O2 (г)

+
-
+
Не протекает
N2(г)+O2(г) = 2NO2(г)

-
-
-
Протекает
3H2(г)+N2(г) = 2NH3(г)

Т = 298 К.
279. Энергия Гиббса:
·G =
·H - T*
·S. Энергия Гиббса является критерием самопроизвольного протекания реакции. Если ее изменение отрицательно (
·G<0), процесс протекает самопроизвольно, если
·G>0, то процесс термодинамически невозможен. Анализ уравнения показывает, что при низких температурах на знак
·G в большей степени влияет
·Н, а при высоких температурах -
·S. Например: 3H2(г)+N2(г) = 2NH3(г), при Т=298 К
·Н<0,
·S<0, T*
·S<0 и
·G<0. При Т=498 К энтропийный фактор (T*
·S) возрастает и
·G>0.
280. а) CaCO3(к) = CaO(к) + CO2(г), энтропия возрастает, т.к. в процессе реакции возрастает количество газообразных веществ.
·Sо =
·Sо(СO2) +
·Sо(CaO) -
·Sо(CaCO3) = 213.7 + 39.7 – 92/9 = 160.5 Дж/(K*моль)
б) NH3(г) + HCl(г) = NH4Cl(г), энтропия уменьшается, т.к. в процессе реакции уменьшается количество газообразных веществ.
·Sо =
·Sо(NH4Cl) – [
·Sо(HCl) +
·Sо(NH3)] = 95.8 – 186.8 – 192.6 = -283.6 Дж/(K*моль)
281. 2SO2(г) + O2(г) = 2SO3(г). В неизолированной системе:
·G ( 0.
·G = 2
·Gо(SO3) - 2
·Gо(SO2) = 2* (-370) – 2*(-300.2) = -139.6 кДж/моль. В изолированной системе:
·Sо ( 0.
·Sо = 2
·Sо(SO3) – [2
·Sо(SO2) -
·Sо(О2)] = 2*256.4 – 205 – 2*248.1 = -188.4 Дж/(K*моль). Реакция в прямом направлении самопроизвольно протекает в неизолированной системе.
282. Самопроизвольное протекание реакции определяется в неизолированной системе знаком
·G, а в изолированной системе знаком
·S.
А) ZnS(к) + 3/2O2(г) = ZnO(к) + SO2(г)

·Gо =
·Gо(SO2) +
·Gо(ZnO) -
·Gо(ZnS) = -300.2 - 320.7 + 200.7 = -420.7 кДж/моль

·Sо =
·Sо(SO2) +
·Sо(ZnO) -
·Sо(ZnS) = 248.1 + 43.6 - 3/2*205.0 - 57.7 = -73.5 Дж/(K*моль)
Реакция протекает самопроизвольно в неизолированной системе, а в изолированной не протекает.

Б) AgNO3(к) = Ag(к) + NO2(г) + 1/2O2(г)

·Gо =
·Gо(NO2) -
·Gо(AgNO3) = 51.5 + 33.6 = 85.1 кДж/моль

·Sо =
·Sо(Ag) +
·Sо(NO2) + 1/2
·Sо(O2) -
·Sо(AgNO3) = 42.6+240.2+1/2*205-14-.9 = 244.4 Дж/(Kмоль)
Реакция протекает самопроизвольно в изолированной системе, а в неизолированной не протекает.

В) CuCl2(к) + H2O(г) = CuO(к) + 2HCl(г)

·Gо = 2
·Gо(HCl)+
·Gо(CuO)-
·Gо(CuCl2)-
·Gо(H2O) = -2*94.8-129.4+228.6+174.1 = 83.7 кДж/моль

·Sо = 2
·Sо(HCl)+
·Sо(CuO)-
·Sо(CuCl2)-
·Sо(H2O) = 2*186.8+42.6-188.7-108.1 = 119.4 Дж/(Kмоль)
Реакция протекает самопроизвольно в изолированной системе, а в неизолированной не протекает.

283. Самопроизвольное протекание реакции определяется в неизолированной системе знаком
·G, а в изолированной системе знаком
·S.
А) SO2(г) + 2H2S(г) = 3S(ромб) + 2H2O(ж)

·Gо = 2
·Gо(H2O) - 2
·Gо(H2S) -
·Gо(SO2) = -2*237.1 + 2*33.8 + 300.2 = -106.4 кДж/моль

·Sо = 2
·Sо(H2O)+3
·Sо(S)-2
·Sо(H2S)-
·Sо(SO2) = 2*70.1+3*31.9-2*205.7+248.1 = -422.2 Дж/(K*моль)
Реакция протекает самопроизвольно в неизолированной системе, а в изолированной не протекает.

Б) PbS(г) + 3/2O2(г) = PbO(к) + SO2(г)

·Gо =
·Gо(SO2) +
·Gо(PbO) -
·Gо(PbS) = -300.2 - 189.1 + 98.8 = -390.5 кДж/моль

·Sо =
·Sо(SO2)+
·Sо(PbO)-
·Sо(PbS)-3/2
·Sо(O2) = 248.1+66.2-91.2-3/2*205 = -84.5 Дж/(K*моль)
Реакция протекает самопроизвольно в неизолированной системе, а в изолированной не протекает.

В) 3NiO(к) + 2Al(к) = 3Ni(к) + Al2O3(к)

·Gо =
·Gо(Al2O3) - 3
·Gо(NiO) = -1582 + 211 = -1371 кДж/моль

·Sо = 3
·Sо(Ni)+
·Sо(Al2O3)-3
·Sо(NiO)-2
·Sо(Al) = 3*29.9+50.9-2*28.4-3*38 =-30.2 Дж/(K*моль)
Реакция протекает самопроизвольно в неизолированной системе, а в изолированной не протекает.

284. NiO(к) + Pb(к) = Ni(к) + PbO(к), T=800 K,
·G =
·H - T*
·S.

·Hо =
·Hо(PbO) -
·Hо(NiO) = -219.3 –(-239.7) = 20.4 кДж/моль.

·Sо =
·Sо(PbO)+
·Sо(Ni)-
·Sо(NiO)-
·Sо (Pb) = 66.2 + 29.9 – 38 – 64.8 = -6.7 Дж/(K*моль)

·G = 20400 – 800*(-6.7)= 25.76 кДж/моль.
·G(0, поэтому реакция идет самопроизвольно в обратном направлении.
285. Cu(к) + ZnO(к) = Zn(к) + CuO(к), T=400 K,
·G =
·H - T*
·S.

·Hо =
·Hо(CuO) -
·Hо(ZnO) = -162 –(-350.3) = 188.6 кДж/моль.

·Sо =
·Sо(CuO)+
·Sо(Zn)-
·Sо(ZnO)-
·Sо (Cu) = 42.6 + 41.6 – 43.6 – 33.2 = 7.4 Дж/(K*моль)

·G = 188600 – 400*7.4= 185.64 кДж/моль.
·G(0, поэтому реакция в прямом направлении не протекает.
286. KOH + Na = NaOH + K, T=723 K,
·G =
·H - T*
·S.

·Hо =
·Hо(NaOH) -
·Hо(KOH) = -426 + 425.8 = -0.2 кДж/моль.

·Sо =
·Sо(NaOH)+
·Sо(K)-
·Sо(KOH)-
·Sо (Na) = 64.4 + 71.5 – 51.2 – 79.3 = 5 Дж/(K*моль)

·G = -200 – 723*5= -3.82 кДж/моль.
·G(0, поэтому реакция возможна при данных условиях.
287. KCl + Na = NaCl + K, T=1073 K,
·G =
·H - T*
·S.

·Hо =
·Hо(NaCl) -
·Hо(KCl) = -411.1 - (-435.9) = 24.8 кДж/моль.

·Sо =
·Sо(NaCl)+
·Sо(K)-
·Sо(KCl) -
·Sо (Na) = 72.1 + 71.5 – 51.2 – 82.6 = 9.8 Дж/(K*моль)

·G = 24800 – 723*9.8= 14.28 кДж/моль.
·G(0, поэтому реакция не возможна при данных условиях. Реакция возможна при Т= 2530 К, чот подтверждается рассчетом:
·G = 0, Т =
·H /
·S. Т = 24800 / 9.8 = 2530 К = 2257 0С.
288. N2 + O2 = 2NO. Реакция возможна при условии
·G<=0, поэтому
·H = T*
·S. Т=
·Hо/
·Sо.
·Hо = 2
·Hо(NO) = 2*90.2 = 180.4 кДж/моль.
·Sо = 2
·Sо(NO) -
·Sо(N2) -
·Sо(O2) = 2*210.6 - 191.5 - 205.0 = 24.7 Дж/(K*моль). T = 180400/24.7 = 7304K = 7031 oC. Для осуществления этой реакции требуется очень высокая температура, поэтому она в промышленности не реализована.

289. а) FeO + C(графит) = Fe + CO, T1= 273 K, T2= 1273 K.
·G =
·H - T*
·S.

·Hо =
·Hо(СО) -
·Hо(FeO) = -110.5 + 264.8 = 154.3 кДж/моль

·Sо =
·Sо(CO)+
·Sо(Fe)-
·Sо(FeO)-
·Sо(C) = 197.5+27.3-60.8-5.7 = 158.3 Дж/(Kмоль)

·Gо1 = 154.3*103 - 273*158.3 = 107.13 кДж/моль

·Gо2 = 154.3*103 - 1273*158.3 = - 47.22 кДж/моль
Реакция реализуется при 1273 К.
б) FeO + CО = Fe + CO2, T1= 273 K, T2= 1273 K.
·G =
·H - T*
·S.

·Hо =
·Hо(СО2) – [
·Hо(FeO)+
·Hо(СО)] = -393.3 +110.5 + 264.8 = - 18.2 кДж/моль

·Sо = [
·Sо(CO2)+
·Sо(Fe)] – [
·Sо(FeO)-
·Sо(CO)] = 27.3 + 213.7 - 197.5-60.8 = -17.3 Дж/(Kмоль)

·Gо1 = -18.2*103 - 273*(-17.3) = -13.04 кДж/моль

·Gо2 = -18.2*103 - 1273*(-17.3) = 3.82 кДж/моль
Реакция реализуется при 273 К.

290. а) Cu + 0.5O2 = CuO(к), T = 573 K,
·G =
·H - T*
·S.

·Hо =
·Hо(СuO) = -162 кДж/моль

·Sо =
·Sо(CuO)-[
·Sо(Cu)+0.5Sо(O2)] = 42.6 –33.2 – 0.5*205 = - 93.1 Дж/(Kмоль)

·Gо = -162*103 - 573*(-93.1) = -108.65 кДж/моль
б) 2Cu + 0.5O2 = Cu2O(к), T = 573 K

·Hо =
·Hо(Сu2O) = -173.2Дж/моль

·Sо =
·Sо(Cu2O)-[2
·Sо(Cu)+0.5Sо(O2)] = 92.9 –2*33.2 – 0.5*205 = -76 Дж/(Kмоль)

·Gо = -173.2*103 - 573*(-76) = -129.65 кДж/моль
Более вероятна в данных условиях реакция б), т.к.
·Gоб) (
·Gоа) .

291. а) NH4NO3(к) = N2O(г) + 2H2O(г), Т = 500 К.
·G =
·H - T*
·S.

·Hо = 2
·Hо(H2O) +
·Hо(N2O) -
·Hо (NH4NO3)= 2*(-241.8)+82 + 365.4 = -36.2 кДж/моль.

·Sо = 2
·Sо(H2O)+
·Sо(N2O)-
·Sо(NH4NO3) = 2*188.7 +219.9 - 151 = 446.3 Дж/(K*моль)

·G = -36.2*103 – 500*446.3 = -259.35 кДж/моль.
б) NH4NO3(к) = N2(г) + 0.5О2 + 2H2O(г),

·Hо = 2
·Hо(H2O) -
·Hо (NH4NO3)= 2*(-241.8) + 365.4 = -118.2 кДж/моль.

·Sо=2
·Sо(H2O)+
·Sо(N2)+0.5
·Sо(О2)-
·Sо(NH4NO3)=2*188.7+191.5+0.5*205-151=520.4 Дж/(K*моль)

·G = -118.2*103 – 500*520.4 = -378.4 кДж/моль.
Более вероятна в данных условиях реакция б), т.к.
·Gоб) (
·Gоа) .

292. Т= 300 К,
·G =
·H - T*
·S.
а) CaCl2(к) + F2(г) = CaF2(к) + Cl2(г)

·Hо =
·Hо(CaF2) -
·Hо(CaCl2) = -1214.6+795= - 419.6 Дж/моль.

·Sо =
·Sо(CaF2)+
·Sо(Cl2)-[
·Sо(CaCl2)+
·Sо(F2)] = 222.9+68.9–202.9-113.6= - 24.7 Дж/(K*моль)

·G = -419.6*103 – 300*(-24.7) = - 412.19 кДж/моль.
б) CaF2 (к) + Cl2 (г) = CaCl2 (к) + F2 (г)

·Hо =
·Hо(CaCl2)-
·Hо(CaF2)= -795+1214.6= 419.6 Дж/моль.

·Sо =
·Sо(CaCl2)+
·Sо(F2)-[
·Sо(CaF2)+
·Sо(Cl2)] = 202.9+113.6-222.9-68.9= 24.7 Дж/(K*моль)

·G = 419.6*103 – 300*24.7 = 412.19 кДж/моль.
Возможна реакция а), т.к.
·Gоа) ( 0, невозможна реакция б), т.к.
·Gоб) ( 0.
293. T=300 K,
·G =
·H - T*
·S.
А) H2S(г) + Cl2(г) = S(ромб) + 2HCl(г)

·Hо = 2
·Hо(HСl) -
·Hо(H2S) = -2*91.8 + 21 = 162.6 кДж/моль

·Sо = 2
·Sо(HCl)+
·Sо(S)-
·Sо(H2S)-
·Sо(Cl2) = 2*186.8+31.9-205.7-222.9 = -23.1 Дж/(Kмоль)

·Gо = 162.6*103 + 300*23.1 = 169.53 кДж/моль

Б) H2S(г) + Y2(г) = S(ромб) + 2HY(г)

·Hо = 2
·Hо(HY) -
·Hо(H2S) = 2*26.6 + 21 = 74.2 кДж/моль

·Sо = 2
·Sо(HY)+
·Sо(S)-
·Sо(H2S)-
·Sо (Y2) = 2*206.5 + 31.9 - 260.6 - 205.7 = -21.4 Дж/(Kмоль)
·Gо = 74.2*103 + 300*21.4 = 80.62 кДж/моль

Более вероятна реакция б), т.к.
·Gо(б)<
·Gо(а).
294. Энергия Гиббса – термодинамическая функция состояния системы, которая характеризует направление и предел самопроизвольного протекания реакции, протекающей при Р=const и температуре Т. Стандартной энергией Гиббса образования вещества называют энергию Гиббса реакции образования 1 моль этого вещества, находящегося в стандартном состоянии, из соответствующих простых веществ, также находящихся в стандартных и термодинамически устойчивых при данной Т-ре фазах и модификациях. Например:
Na2O(тв.) + H2O(ж) = 2NaOH(тв.)

·Gо = 2
·Gо(NaOH) -
·Gо(H2O) -
·Gо(Na2O) = 2*(-380,45) – (-237,4) – (-377,38) = -146,12 кДж/моль
Реакция протекает в прямом направлении, т.к.
·Gо< 0.
295. а) 2N2O + O2 = 4NO,
·Gо = 4
·Gо(NO) - 2Gо(N2O) = 4*86.6 – 2*104/2 = 138 кДж/моль
б)N2O + NO=NO2 + N2,
·Gо=
·Gо(NO2)–[Gо(N2O)+
·Gо(NO)]=51.5-86.6-104.2 =-139.3 кДж/моль
в)N2O + NO2 =3 NO ,
·Gо=3
·Gо(NO)–[Gо(N2O)+
·Gо(NO2)]=3*86.6-51.5-104.6=104.1 кДж/моль
г) CH4 + 3CO2 = 4CO + 2H2O(г),
·Gо=2
·Gо(H2O)+ 4
·Gо(СO)–[3Gо(СО2)+
·Gо(CH4)]= 2*(-228.6)+4*(-137.1)-3*(-394.4)-(-50.8)= 228.4 кДж/моль
Самопроизвольно в стандартных условиях протекает реакция б), т.к.
·Gоб) ( 0
296.
а) 4HCl + O2 = 2Cl2 + H2O
·Gо = 2
·Gо(H2O) - 4
·Gо(HCl) = -2*228.6 + 4*94.8 = -78 кДж/моль
б) 2HF + O3 = F2 + O2 + 2H2O
·Gо = -2*228.6 + 2*272.8 = 88.4 кДж/моль
в) H2O2 + O3 = 2O2 + H2O
·Gо =
·Gо(H2O) -
·Gо(H2O2) = -237.2 + 120.4 = -116.8 кДж/моль
г) С + H2O = CO + H2
·Gо =
·Gо(CO) -
·Gо(H2O) = -137.1 + 228.6 = 91.5 кДж/моль
В стандартных условиях самопроизвольно протекают реакции а) и в), т.к.
·Gо < 0
297.
N2 + O2 = 2NO


·Hо = 2
·Hо(NO) = 2*90.2 = 180.4 кДж/моль

·Sо = 2
·Sо(NO) -
·Sо(N2) -
·Sо(O2) = 2*210.6 - 191.5 - 205.0 = 24.7 Дж/(Kмоль)

T1 =1273 K
·Gо =
·Hо - T
·Sо = 18040 - 1273*24.7 = 179.16 кДж/моль
T2 =2273 K
·Gо =
·Hо - T
·Sо = 18040 - 2273*24.7 = 124.26 кДж/моль
T3 =3273 K
·Gо =
·Hо - T
·Sо = 18040 - 3273*24.7 = 99.56 кДж/моль
T4 =5273 K
·Gо =
·Hо - T
·Sо = 18040 - 5273*24.7 = 50.16 кДж/моль
T5 =10273 K
·Gо =
·Hо - T
·Sо = 18040 - 10273*24.7 = -73.34 кДж/моль

13 EMBED Excel.Chart.8 \s 1415
Для самопроизвольного протекания реакции требуется около 7400 К

298. Термодинамически устойчивые вещества характеризуются отрицательным значением энергии Гиббса (
·G), а термодинамически неустойчивые соединения - положительным значением
·G. Соединения второго типа существуют, т. к. для их разрушения существуют кинетические затруднения - скорость разложения очень мала. Неустойчивые термодинамически вещества получают не прямым синтезом, а косвенным путем. Так, например, получают неустойчивые вещества С2Н2, N2O3, Cl2O7 и другие.
299. 2Н2О2 = 2Н2О + О2. Пероксид водорода разлагается при комнатной температуре, т.к. при этом получаются еще более устойчивые вещества.
·Gреакции = 2
·G(Н2О) - 2
·G(Н2О2) = -2*241.8 + 2*187.8 = -108 кДж/моль, т.е. реакция термодинамически возможна.
300. Энергию Гиббса часто называют «свободной» энергией, т.к. она является функцией давления и температуры, т.е. параметров, которые можно свободно менять и фиксировать. Для окислительно-восстановительных реакций энергия Гиббса определяется уравнением:
·G = -z*F*E, где z - количество электронов, F - постоянная Фарадея, E - электродвижущая сила.
2.3. Химическая кинетика.
301. Скорость химической реакции по некоторому компоненту называется изменение количества этого компонента в единицу времени в единице реакционного пространства. На практике скорость реакции может определяться по различным параметрам: по изменению концентрации одного из веществ, по изменению цветности, рН, электропроводности и др. Скорость реакции - это кинетическая характеристика, а энергия Гиббса - термодинамическая характеристика, эти параметры между собой не связаны. Т.к. скорость реакции определяется концентрациями реагирующих веществ, которые постоянно изменяются, то ее определяют на данный момент времени.
302. Основным понятием химической кинетики является понятие о скорости химической реакции. Математическое выражение скорости реакции зависит от типа реакции: гетерогенная или гомогенная. Поэтому в кинетике проводится такое разделение реакций.
гомогенные: N2(г)+O2(г) = 2NO2(г), N2O4 (г) = 2 NO2 (г);
гетерогенные: Ca(тв) + 2H2O(ж) = Ca(OH)2(ж) + H2(г), CuO(тв) = Cu(тв) + 1/2O2(г).
303. Одной из основных задач химической кинетики является нахождение зависимости скорости реакции от концентраций реагирующих веществ (кинетическое уравнение). Для простой реакции кинетическое уравнение находится легко, в то время как для сложной реакции нахождение кинетического уравнения представляет собой очень сложную задачу. Поэтому принято разделение реакций на простые и сложные.
Простые реакции. Моно: Cl2 = 2Cl, Би: Н+ + Сl- = HCl, Три: 3O2 = 2O3.
Сложные реакции: Последовательные: 2Ca + O2 = 2CaO => CaO + H2O = Ca(OH)2, Параллельные: Ca + Cl2 = CaCl2 и Ca + F2 = CaF2, Цепные: Сl2 = 2Cl*, Cl* + CH4 = CH3* + HCl, CH3* + Cl2 = CH3Cl + Cl* и т.д.
По стехиометрическому уравнению нельзя однозначно определить - сложная это реакция или простая, но если в реакцию вступают более трех частиц, то эта реакция сложная.
304. На скорость реакции влияют: природа взаимодействующих частиц, температура, давление, катализатор и др.
305. Кинетическое уравнение для простой и сложной реакции записывается как зависимость скорости реакции от концентрации взаимодействующих веществ. Однако, если для простой реакции кинетическое уравнение имеет относительно простой вид, то для сложных реакций кинетическое уравнение может записываться в виде системы уравнений. Константа скорости реакции - это скорость реакции при концентрации веществ равных единице. На константу скорости влияет температура, давление, природа веществ и не влияет концентрация веществ и объем системы.
306. а) 2HI = H2 + I2 , V = К*Р2(HI) , после увеличения давления в 2 раза V/ = К*(2Р(HI))2 , в результате скорость возрастет в V/ / V = 4 раза.
Б) N2O4 = 2NO2, V = К*Р (N2O4), после увеличения давления в 2 раза V/ = К*(2Р(N2O4)), в результате скорость возрастет в V/ / V = 2 раза.
В) 2NO +H2 = N2O + H2O , V = К*Р2(N2O) *P(H2), после увеличения давления в 2 раза V/ = К*(2Р(N2O)) 2 *2P(H2), в результате скорость возрастет в V/ / V = 8 раз.
307. a) 2NO +Cl2 = 2NOCl, V = К*Р2(NO)*P(Cl2), после увеличения давления в 3 раза V/ = К*(3Р(NO))2 * 3P(Cl2), в результате скорость возрастет в V/ / V = 27 раз.
Б) H2 + OH= H2O + H, V = К*Р(OH)*P(H2), после увеличения давления в 3 раза V/ = К*3Р(OH)*3P(H2), в результате скорость возрастет в V/ / V = 9 раз.
В) Cl2 = 2Cl , V = К*P(Cl2), после увеличения давления в 3 раза V/ = К*3P(Cl2), в результате скорость возрастет в V/ / V = 3 раза.
308. а) O2+H = OH + O, V = К*Р(H) *P(O2), после увеличения давления в 4 раза V/ = К*4Р(H) *4P(O2), в результате скорость возрастет в V/ / V = 16 раз.
Б) H2+Y2 = 2HY, V = К*Р(H2)*P(Y2), после увеличения давления в 4 раза V/ = К*4Р(H2)*4P(Y2), в результате скорость возрастет в V/ / V = 16 раз.
В) 2NO+O2 = 2NO2, V = К*Р2(NO2)*P(O2), после увеличения давления в 4 раза V/ = К*(4Р(NO2) )2 *4P(O2), в результате скорость возрастет в V/ / V = 64 раза.
309. H2+Br2 = 2HBr, V = K*[H2]*[Br2]1/2 .Молекулярность реакции равна1+1 =2, а порядок реакции 1+1/2=1,5. Поскольку молекулярность и порядок не совпадают, то данная реакция - сложная. А) V/=K*4[H2]*[Br2]1/2 , скорость реакции возрастает в V/ / V= 4 раза.
Б) V//=K*[H2]*(4[Br2])1/2 , скорость реакции возрастает в V// / V= 2 раза.
В) V///=K*4[H2]*(4[Br2])1/2 , скорость реакции возрастает в V// / V= 8 раз.
310. F2+ 2ClO2=2ClO2F, V=K*[F2]*[ClO2], Данная реакция является сложной, т.к. ее порядок (2) и молекулярность (3) не совпадают. При увеличении давления в 3 раза: V/ = K*3[F2]*3[ClO2], скорость реакции возрастает в V/ / V = 9 раз.
311. 2NO +2H2 = N2 + 2H2O, а) фиксируем концентрацию [H2] = 0,12 моль/л. При увеличении [NO] в 2 раза, скорость реакции возрастает в 4 раза, т.е. порядок по[NO] равен 2. б) фиксируем [NO] = 1,12 моль/л. При увеличении [H2] в 2 раза, скорость возрастает в 2 раза - порядок по [H2] = 1. Т.о. кинетическое уравнение имеет вид: V = K*[H2]1 *[NO]2.
312. SO2+2H2=S+2H2O, а) фиксируем концентрацию [SO2]=200. При увеличении [H2] в 2 раза, скорость реакции возрастает в 2 раза, т.е. порядок по[H2] равен 1. б) фиксируем [H2]=200. При увеличении [SO2] в 2 раза, скорость возрастает в 2 раза - порядок по [SO2]=1. Т.о. кинетическое уравнение имеет вид: V=K*[H2]1 *[SO2]1.
313. 2Co+3 + Tl+ = 2Co+2 + Tl+3,
а) фиксируем концентрацию [Co+3] = 0,3моль/л. При увеличении [Tl+] в 2 раза, скорость реакции возрастает в 2 раза, т.е. порядок по [Tl+] равен 1.
б) фиксируем [Tl+] = 0,1 моль/л. При увеличении [Co+3] в 3 раза, скорость возрастает в 3 раза - порядок по [Co+3] = 1. Т.о. кинетическое уравнение имеет вид: V = K*[ Co+3]1 *[Tl+]1.
314. CH3CHO = CH4+CO. При увеличении [CH3CHO] в 2 раза, скорость возрастает в 4 раза, т.е. порядок равен 2. V=K* [CH3CHO]2.
315. 2A+3B=A2B3. а) фиксируем концентрацию [A] = 0,20 моль/л. При увеличении [В] в 4 раза, скорость реакции возрастает в 4 раза, т.е. порядок по [В] равен 1. б) фиксируем [В] = 0,80 моль/л. Изменение [A] не приводит к изменению скорости. Т.о. кинетическое уравнение имеет вид: V = K*[В]1 . После увеличения давления в 2 раза V/ = K*2[В], скорость реакции возрастает в 2 раза: V/ / V = 2 раза.
316. 2NO+O2 = 2NO2, Кинетическое уравнение: V = K*[NO]2*[O2]1. 1.2*10-3 = К*0.32 *0.15, следовательно, К = 0,089 л2/моль2с.
317. H2+Y2 = 2HY, К = 0,16, [H2] = 0,04, [I2] = 0,05 моль/л. Vисх. = K*[H2]*[I2] = 0,16*0,04*0,05 = 3,2*10-4. Когда израсходовалась половина количества водорода, т.е. 0,02 моль/л, то израсходовалось столько же иода. Осталось 0,02 моль/л водорода и 0,03 моль/л иода. V/ = 0,16*0,02*0,03 = 9,6*10-5.
318. 2NO+Cl2 = 2NOCl, [NOисх.] = 0,4 моль/л, [Cl2 исх.] = 0,3 моль/л. V = K*[NO]2 * [Cl2] = К*0,42 *0,3 = 0,048К. Прореагировало 0,2 моль/л NO, следовательно, прореагировало 0,1 моль/л Cl2. Осталось 0,2 моль/л NO и 0,2 моль/л Cl2. V = K * 0,22 * 0,2 = 0,008 К. Скорость уменьшилась в 0,048/0,008 = 6 раз.
319. Согласно правилу Вант-Гоффа, при повышении температуры на 100 скорость реакции увеличивается в 2-4 раза.
· = 3, Т1 = 800С, Т2 = 1300С. V2/V1 =
·Т2 -Т1 / 10 = 3130-80 /10 = 243.
320. Температурный коэффициент показывает, во сколько раз увеличивается скорость химической реакции при увеличении температуры на 10 градусов.
· = 3,
·Т = 40, V2/V1 =
·Т2 -Т1 / 10 = 340 /10 = 81.
321. Согласно правилу Вант-Гоффа, при повышении температуры на 100 скорость реакции увеличивается в 2-4 раза.
· = 1.8, V2/V1 = 50.
·Т -?
V2/V1 =
·
·Т/10, 50 = 1.8
·Т/10, ln50 =
·Т/10 *ln1.8,
·Т = 66.50C.
322. Правило Вант-Гоффа выведено не из фундаментальных законов, а опытным путем, поэтому оно называется эмпирическим. Оно справедливо для всех реакций, кроме ферментативных и реакций третьего порядка. Т1 = 1000, Т2 = 1500, К1 = 6*10-4, К2 = 7.2*10-2. К2 / К1 =
·
·Т / 10 , 7.2*10-2 / 6*10-4 =
· (150-100)/10 ,
· = 2.6.
323. Т1=1200, Т2=1700, К1=5,9*10-4, К2=6,7*10-2. К2 / К1 =
·
·Т / 10 , 6,7*10-2 / 5,9*10-4 =
· 170-120/10 ,
· = 2,6.
324.
·1 = 3,
·2 = 4, при температуре Т1 : К1/ = К2/. При температуре Т2: К2// / К1// = 5.
·Т -?
К2 / К1 =
·
·Т / 10 . К1// / К1/ =
·1
·Т / 10 (1) . К2// / К2/ =
·2
·Т / 10 (2). Разделим выражение (1) на выражение (2), получим: К1// / К2// = (
·1
·Т / 10) / (
·2
·Т / 10). 1/5 = (3
·Т / 10 ) / (4
·Т / 10 ). ln5 + (
·Т / 10) *ln3 = (
·Т / 10) * ln4,
·Т = 560.
325. Уравнение Аррениуса определяет зависимость константы скорости химической реакции от температуры. 13 EMBED Equation.3 1415, К = К0 * е -Е а / RT .
Т1 = 288К, К1 = 3,1*10-4. Т2 = 313 К, К2 = 8,2*10-3.
ln(K2/K1) = Ea/R * (1/T1 - 1/T2).
ln(8,2*10-3 / 3,1*10-4) = Еа / 8,31 * (1/288 - 1/313), следовательно, Еа = 98,14 кДж/моль.
326. Дополнительная энергия, необходимая для протекания между частицами химической реакции, называется энергией активации. Т1 = 673К, К1 = 2,2*10-4. Т2 = 973 К, К2 = 8,33. ln(K2/K1) = Ea/R * (1/T1 - 1/T2). ln(8,33 / 2,2*10-4) = Еа / 8,31 * (1/673 - 1/973), Еа = 191,4 кДж/моль.
327. Еа = 100 кДж/моль Т1 = 273К, К1 = 2,0*10-2. Т2 = 373 К, К2 = ?. ln(K2/K1) = Ea/R * (1/T1 - 1/T2). ln(К2 / 2,0*10-2) = 100000 / 8,31 * (1/273 - 1/373), К2 = 2712.
328. а) 2NO = N2 + O2, Еа = 290 кДж/моль Т1=300К, Т2=310 К, К2 / К1 = ?. ln(K2/K1) = Ea/R * (1/T1 - 1/T2). ln(К2 / К1) = 290000 / 8,31 * (1/300 - 1/310), К2 /К1 = 43.
Б) 2NO + O2 = 2NО2, Еа = 10 кДж/моль Т1=300К, Т2=310 К, К2 / К1 = ?. ln(K2/K1) = Ea/R * (1/T1 - 1/T2). ln(К2 / К1) = 10000 / 8,31 * (1/300 - 1/310), К2 /К1 = 1,14.
Изменение скоростей данных реакций не согласуется с правилом Вант-Гоффа.
329. ЕА1 = 184 кДж/моль, ЕА2 = 107 кДж/моль, пусть Т=400 К. К1 = К0 * е -Е А1 / RT , К2 = К0 * е -Е А2 / RT , 13 EMBED Equation.3 141513 EMBED Equation.3 1415, К2 / К1 =1,15*1010 раз.
330.
Процесс
Катализаторы

Синтез аммиака из N2 и Н2
Fe + K2O, Al2O3, MgO

Синтез спиртов из СО и Н2
ZnO-Cr2O3, CuO-ZnO- Cr2O3

Синтез углеводородов из СО и Н2
Fe, Ni, Co+MgO

Риформинг
Pt/ Al2O3

Гидратация олефинов
H3PO4 на носителях

Производство серной кислоты
Оксид ванадия (V)

Производство азотной кислоты
Платинородиевые сетки

Гидратация этилена
H3PO4 и H2SO4

Производство полиэтилена
Al(C2H5)3 и TiCl4

Катализаторы используют для увеличения скорости реакции, повышения ее селективности, конверсии и выхода целевого продукта.
ЕА1 = 200 кДж/моль, ЕА2 = 100 кДж/моль, Т=400 К. К1 = К0 * е -Е А1 / RT , К2 = К0 * е -Е А2 / RT , 13 EMBED Equation.3 141513 EMBED Equation.3 1415, К2 / К1 = 1,16*1013 раз.
331. С точки зрения химической термодинамики, химическое равновесие характеризуется постоянством концентраций веществ во времени. Согласно химической кинетике, равновесие определяется равенством скоростей прямой и обратной реакций.
А) N2 (г) + 3H2 (г) = 2NH3 (г), 13 EMBED Equation.3 1415
Б) Fe3O4 + 4CO (г) = 3Fe (к) + 4CO2 (г), 13 EMBED Equation.3 1415
332. Константа химического равновесия - это отношение произведения концентраций продуктов химической реакции к произведению концентраций исходных веществ, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.
А) 4HCl + O2 (г)= 2Cl2(г) + 2H2O (г), 13 EMBED Equation.3 1415
Б) CaO (k) + H2O (г) = Сa(OH)2 (к), 13 EMBED Equation.3 1415
333. Состояние реакции, при котором концентрации веществ не изменяются во времени, называется равновесным. Основные признаки: если на реакцию, находящуюся в состоянии химического равновесия оказать воздействие, то система перейдет в новое равновесное состояние, уменьшающее это воздействие. Если воздействие снять, то реакция вернется к исходному состоянию.
А) CO(г) + H2O(г) = CO2(г) + H2(г) 13 EMBED Equation.3 1415
Б) 2CuO(к) = 2Cu(к) + O2(г) 13 EMBED Equation.3 1415
334. При истинном равновесии химическая реакция характеризуется постоянством концентраций всех веществ в течение сколь угодно долгого промежутка времени. При этом реакция подчиняется принципу Ле Шателье. При ложном химическом равновесии с течением времени концентрации веществ могут меняться, и реакция не подчиняется принципу Ле Шателье.
А) 3O2(г) = 2О3 (г), 13 EMBED Equation.3 1415
Б) Na2CO3 (к) + CO2(г) + H2O(г) = 2NaHCO3(к), 13 EMBED Equation.3 1415
335. Закон действующих масс: константа равновесия химической реакции равна отношению произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам: аА + bB = cC + dD, 13 EMBED Equation.3 1415.
А) N2 (г) + О2 (г) = 2NО(г), 13 EMBED Equation.3 1415,
Б) 3Fe(к) + 4H2O(г) = Fe3O4(к) + 4H2(г), 13 EMBED Equation.3 1415.
336. На величину константы химического равновесия влияют: природа реагирующих веществ, температура, давление.
А) Y2 (г) + H2 (г) = 2HY (г), 13 EMBED Equation.3 1415,
Б) MgO(к) + CO2(г) = MgCO3(к), 13 EMBED Equation.3 1415.
337. N2 (г) + 3H2 (г) = 2NH3 (г),
Cисх.
х
у
0

Сравн.
3
9
4

13 EMBED Equation.3 1415, Сисх. (N2) = [N2] + 0,5[NH3] = 3+ 0,5*4 = 5 моль/л.
Сисх(Н2) = [Н2] + 1,5[NH3] = 9 + 1,5*4 = 15 моль/л.
338. CO + Cl2 = COCl2
Cисх.
Х
у
0

Сравн.
0,2
0,3
1,2

13 EMBED Equation.3 1415, Сисх. (Cl2) = [Cl2] + [COCl2] = 0,3 + 1,2 = 1,5 моль/л.
Сисх(CO) = [CO] + [COCl2] = 0,2 + 1,2 = 1,4 моль/л.
339. CO + H2O = CO2 + H2
Cисх.
0,03
0,03
0
0

Сравн.
x
y
0,01
z

Согласно уравнению реакции, водорода образуется столько же, сколько и СО2: [CO2]=[H2]=0,01 моль/л. СО и Н2О израсходовалось 0,01 моль/л, следовательно [CO]=[H2O]=0,02 моль/л.13 EMBED Equation.3 141513 EMBED Equation.3 1415.
340. FeO(k) + CO = Fe(k) + CO2
Cисх.
-
0,05
-
0,01

Сравн.
-
0,05-x
-
0,01+x

13 EMBED Equation.3 1415 0,01+x=0,025-0,5x, x=0,01. [CO] = 0,05 - 0,01 = 0,04 моль/л. [CO2] = 0,01 + 0,01 = 0,02 моль/л.
341. Br2 (г) + H2 (г) = 2HBr (г),
Cисх.
3
1
0

Сравн.
3-x
1-x
2x

13 EMBED Equation.3 1415, 3x2 + 4x - 3 = 0, x = 0,54.
[H2] = 3-0.54 = 2.46 моль/л, [Br2] = 1-0.54 = 0.46 моль/л, [HBr] = 2*0.54=1.08 моль/л.
w(H2)=(2.46/4)*100 %=61.5%, w(Br2)=(0.46/4)*100%=11.5%, w(HBr)=(1.08/4)*100%=27%.
342. N2O4 (г) = 2NO2 (г),
Cисх.
0.08
0

Сравн.
50%
X

Прореагировало 0.08*0.5 = 0.04 моль/л N2O4. Следовательно, образовалось 2*0.04 = 0.08 моль/л NO2 .
13 EMBED Equation.3 1415.


343. Y2 (г) + H2 (г) = 2HY (г),
Cисх.
0.01
0.01
0

Сравн.
0.01-x
0.01-x
2x

К=40
13 EMBED Equation.3 1415х = 0.0076, [HY]=2*0.0076=0.015моль/л.
В=(0.015*100)/(2*0.01)=76%
344. Y2 (г) + H2 (г) = 2HY (г),
Cисх.
1
2
0

Сравн.
1-x
2-x
2x

К=50
13 EMBED Equation.3 141546х2 -150х + 100=0, х = 0.57, Теоретически может образоваться 2 моль HY, образовалось 0.57*2 = 1.14 моль. В=(1.14*100%) / 2 = 57 %.
345. 2HY (г) = Y2 (г) + H2 (г)
Cисх.
1
0
0

Сравн.
1-2x
x
x

К = 2*10-2
13 EMBED Equation.3 1415х = 0.11, разложилось 2*0.11 = 0.22моль HY, степень разложения 22 %.
346. Cl2 (г) = 2Cl(г)
Cисх.
0.04
0

Сравн.
0.04-x
2x

К=4.2*10-4
13 EMBED Equation.3 14154х2 + 4.2*10-4х -1.68*10-5 = 0, х = 0.002, степень атомизации хлора равна (002/0.04)*100 % = 5 %.
347. CO + H2O = CO2 + H2
Cисх.
1
1
0
0

Сравн.
1-x
1-х
х
х

К=1. 13 EMBED Equation.3 1415 , х = 0.5, [CO2]=[H2]=0,5 моль/л, [CO]=[H2O]=0,5 моль/л.
348. PCl5 = PCl3 + Cl2
Cисх.
0.3
0
0

Сравн.
0.3-x
х
х

К=125. 13 EMBED Equation.3 1415, х2 + 125х - 37.5 = 0, х = 0.299. Разложилось PCl5: (0.299/0.3)*100% = 99.76 %.
349. Принцип Ле Шателье: при оказании внешнего воздействия на реакцию, находящуюся в состоянии равновесия, ее равновесие смещается к состоянию, уменьшающему это воздействие. А) 2CO (г) + О2(г) = 2СО2 (г),
·Н0= -566 кДж/моль. Т.к. реакция экзотермическая, то при понижении температуры ее равновесие сместится вправо; т.к. количество газообразных продуктов реакции меньше количества газообразных исходных веществ, то при повышении давления равновесие сместится вправо. Б) N2 (г) + O2 (г) = 2NO (г),
·Н0= 180 кДж/моль. Т.к. реакция эндотермическая, то при понижении температуры ее равновесие сместится влево; т.к. количество газообразных продуктов реакции равно количеству газообразных исходных веществ, то повышение давления на равновесие не влияет.
350. При оказании внешнего воздействия на систему, находящуюся в состоянии равновесия, положение равновесия смещается к состоянию, уменьшающему это воздействие. А) 2H2 (г) + O2 (г) = 2H2O (г),
·Н0 = - 483.6 кДж/моль. Т.к. реакция экзотермическая, то при повышении температуры ее равновесие сместится влево; т.к. количество газообразных продуктов реакции меньше количества газообразных исходных веществ, то при понижении давления равновесие сместится вправо. Б) CaCO3 (k) = CaO (k) + CO2(г),
·Н0 = 179,0 кДж/моль. Т.к. реакция эндотермическая, то при повышении температуры ее равновесие сместится вправо; т.к. газообразные вещества - продукты реакции CO2 , то понижение давления сместит равновесие вправо.
351. N2 (г) + 3H2 (г) = 2NH3 (г),
·H0= -92.4 кДж/моль. а) реакция экзотермическая, поэтому при увеличении температуры равновесие сместится влево, а при понижении - вправо. Б) Т.к. количество газообразных продуктов реакции меньше количества газообразных исходных веществ, то при повышении давления равновесие сместится вправо, а при понижении давления - влево. В) равновесие сместится вправо при повышении концентрации азота и водорода и понижении концентрации аммиака, при повышении концентрации аммиака и понижении концентрации азота и водорода равновесии сместится влево. Г) введение промоторов не смещает положение равновесия . д) Поглощение аммиака сместит равновесие вправо, а поглощение азота и водорода - влево. Е) введение инертного газа аналогично повышению давления.
352. 4HCl(г) + O2(г) = 2Cl2(г) + 2H2O(г),
·H0= -116.4 кДж/моль. а) равновесие сместится в сторону исходных веществ при повышении температуры, уменьшении давления, увеличении концентрации хлора и воды, понижении концентрации кислорода и соляной кислоты. Б) равновесие сместится в сторону продуктов при понижении температуры, увеличении давления, уменьшении концентрации хлора и воды, увеличении концентрации кислорода и соляной кислоты.

353. 3Fe(к) + 4H2O(г) = Fe3O4(к) + 4H2(г),
·H0= -49,9 кДж/моль. Для увеличения выхода водорода необходимо понизить температуру, т. к. реакция протекает с выделением тепла. Давление не влияет на положение равновесия, т.к. количество газообразных продуктов равно количеству газообразных исходных веществ.
354. MgO(k) + CO2 (г) = MgCO3(к),
·H0= -111,7 кДж/моль. Поглощение CO2 будет происходить при понижении температуры и повышении давления. Восстановление поглотителя будет протекать при повышении температуры и понижении давления. 355. CaO + H2O = Ca(OH)2.

·H0 = -986.6+635.5+241.8 = -109.3 кДж/моль.
·S0 = 76.1-39.7-188.7 = -152.3 Дж/(K*моль)

·G0 =
·H0 - Т *
·S0.
·G0 = -R*T*lnKp => Kp = e-
·G/RT
а) Т = 300 К.
·G0 = -109.3 + 300*152.3*10-3 = -63.61 кДж/моль. Кр = 1.2*1011
б) Т = 1000 К.
·G0 = -109.3 + 1000*152.3*10-3 = 43 кДж/моль. Кр = 5.7*10-3
Расчет согласуется с принципом Ле-Шателье, т.к. при повышении температуры равновесие экзотермической реакции смещается влево.
356. N2O3 = NO + NO2.

·H0 = 90.2 + 33.5 - 83.3 = 40.4 кДж/моль.
·S0 = 210.6 + 240.2 - 178.2 = 272.6 Дж/(K*моль)

·G0 =
·H0 - Т *
·S0.
·G0 = -R*T*lnKp => Kp = e-
·G/RT
а) Т = 00 C = 273 К.
·G0 = 40.4 - 273*272.6*10-3 = -34.0 кДж/моль. Кр = 3.3*106
б) Т = 373 К.
·G0 = 40.4 - 373*272.6*10-3 = -61.3 кДж/моль. Кр = 3.9*108
Расчет согласуется с принципом Ле-Шателье, т.к. при повышении температуры равновесие эндотермической реакции смещается вправо.
357. 2H2O = 2H2 + О2.

·H0 = 2*241.8 = 483.6 кДж/моль.
·S0 = 2*130.5 - 205 - 2*188.7 = -321.4 Дж/(K*моль)

·G0 =
·H0 - Т *
·S0.
·G0 = -R*T*lnKp => Kp = e-
·G/RT
а) Т = 500 К.
·G0 = 483.6 + 500*321.4*10-3 = 644.3 кДж/моль. Кр = 4.5*10-68
б) Т = 1000 К.
·G0 = 483.6 + 1000*321.4*10-3 = 805 кДж/моль. Кр = 8.5*10-43
Расчет согласуется с принципом Ле-Шателье, т.к. при повышении температуры равновесие эндотермической реакции смещается вправо.
358. ZnO + H2 = Zn + H2O.

·H0 = -241.8 + 350.6 = 108.8 кДж/моль.
·S0 = 41.6 + 188.7 - 43.6 - 130.5 = 56.2 Дж/K*моль

·G0 =
·H0 - Т *
·S0.
·G0 = -R*T*lnKp => Kp = e-
·G/RT
а) Т = 300 К.
·G0 = 108.8 - 300*56.2*10-3 = 91.94 кДж/моль. Кр = 9.6*10-17
б) Т = 1000 К.
·G0 = 108.8 - 1000*56.2*10-3 = 52.6 кДж/моль. Кр = 5.7*10-3
Расчет согласуется с принципом Ле-Шателье, т.к. при повышении температуры равновесие эндотермической реакции смещается вправо.
359. FeO + H2 = Fe +H2О.

·H0 = -241.8 + 264.8 = 23 кДж/моль.
·S0 = 27.3 + 188.7 - 60.8 -130.5 = 24.7 Дж/(K*моль)

·G0 =
·H0 - Т *
·S0.
·G0 = -R*T*lnKp => Kp = e-
·G/RT
а) Т = 500 К.
·G0 = 23 - 500*24.7*10-3 = 10.65 кДж/моль. Кр = 0.077
б) Т = 1000 К.
·G0 = 23 - 1000*24.7*10-3 = -1.7 кДж/моль. Кр = 1.23
Расчет согласуется с принципом Ле-Шателье, т.к. при повышении температуры равновесие эндотермической реакции смещается вправо.
360. 2HI = H2 + I2.

·H0 = 2*26.6 = 53.2 кДж/моль.
·S0 = 130.5 + 116.2 - 2*206.5 = -166.3 Дж/(K*моль)

·G0 =
·H0 - Т *
·S0.
Т = 400 К.
·G0 = 53.2 + 400*166.3*10-3 = 119.7 кДж/моль.

·G0 = -R*T*lnKp => Kp = e-
·G/RT => Кр = 2.2*10-16
Согласно закону Оствальда Кр = 13 EMBED Equation.3 1415. Т.к. константа равновесия очень мала, то можно пренебречь знаменателем. Тогда 13 EMBED Equation.3 1415= 4.8*10-5 %. К данному расчету принцип Ле-Шателье применить нельзя, т.к. не рассматривается смещение равновесия.
361. В состав атома входят протоны и нейтроны (они образуют ядро атома) и электроны. Протоны являются носителями положительного заряда, их количество определяет величину заряда ядра и атомный номер химического элемента, масса покоя протона: 1,673*10-27 кг, заряд: 1,602*10-19 Кл. Электроны - носители отрицательного заряда, масса покоя электрона: 9,109*10-31 кг, заряд: 1,602*10-19 Кл. Нейтроны - нейтральные частицы (заряд равен нулю), масса покоя: 1,675*10-27 кг.
362.
Частица
символ
Масса покоя, кг
Относительная масса, а.е.м.
Заряд, Кл

протон
p
1,673*10-27
1,007276
1,602*10-19

нейтрон
n
1,675*10-27
1,008665
0

электрон
e
9,109*10-31
0,000549
1,602*10-19

363. Согласно модели Резерфорда, атом состоит из ядра, в котором сосредоточена основная масса атома, и электронов, движущихся на относительно большом расстоянии от ядра. Однако эта модель противоречила факту устойчивого существования атомов: в результате движения электроны расходуют энергию притяжения с ядром, и через 10-8 секунды они должны упасть на ядро. Кроме того, электроны теряют энергию за счет излучения, образующего сплошной спектр, что также противоречило фактам: все атомные спектры имеют линейчатый характер.
В 1913 г. Бор предложил теорию строения водородного атома. Основными отличиями от предыдущей теории были следующие: электроны двигаются по строго определенным орбитам, до тех пор пока электрон находится на этой орбите, он не излучает. При переходе электрона с одной орбиты на другую выделяется энергия, что объясняет происхождение атомных спектров. Однако, теория Бора не пригодна к описанию строения сложных атомов.
Современная теория строения атома включает в себя квантово-механические представления: наличие у электрона свойств волны и частицы, невозможность одновременного определения координаты и импульса микрочастицы, применение волновой функции
· для описания свойств электрона.
365. Атомная масса химического элемента рассчитывается как сумма вкладов атомных масс изотопов. Атомная масса хлора равна А(Cl) = 35*75.53%/100% + 37*24.47%/100% = 35.49 а.е.м.
366. Атомная масса химического элемента рассчитывается как сумма вкладов атомных масс изотопов. Атомная масса меди равна А(Cu) = 63*73%/100% + 65*27%/100% = 63.54 а.е.м. Результат не совпадает с табличным значением из-за т.н. «дефекта массы»: несовпадение значения суммы масс нуклонов и массы ядра, которое они составляют вследствие потери энергии.
367. Атомная масса химического элемента рассчитывается как сумма вкладов атомных масс изотопов. Атомная масса урана равна А(U) = 234*0.0058%/100% + 235*0.715%/100% + 238*99.28%/100% = 237.98 а.е.м. Результат не совпадает с табличным значением из-за т.н. «дефекта массы»: несовпадение значения суммы масс нуклонов и массы ядра, которое они составляют вследствие потери энергии.
368. Процессы взаимодействия ядер одних элементов с ядрами других элементов или с элементарными частицами, при которых образуются ядра новых элементов, получили название ядерных реакций. Ядерные реакции отличаются от химических тем, что в химических реакциях не происходит изменения ядерного состава. На Солнце протекает много ядерных реакций по суммарной схеме: 4р =
· + 2е+ + 565 млн. ккал. Искусственно впервые осуществил ядерную реакцию Резерфорд (1919): 13 EMBED Equation.3 1415. В 1933 году Ирен и Фредерик Жолио-Кюри осуществили ядерную реакцию: 13 EMBED Equation.3 1415
369. 13 EMBED Equation.3 1415
370. 13 EMBED Equation.3 1415
371. Спектры химических элементов получают путем сообщения атомам энергии, например в виде квантов света. При этом происходит возбуждение и переход электронов на более удаленные орбитали, возвращаясь с которых, они излучают. Таким образом получается линейчатый спектр испускания. Спектры имеют линейчатый вид, поскольку все переходы электронов дискретны, т.е. прерывисты. Спектр водорода состоит из трех серий: УФ - серии, серии Бальмера (видимый спектр) и ИК - серии. Перескокам с удаленных орбит на орбиту с n=1 соответствуют линии серии, лежащей в УФ-области, перескокам на орбиту с n=2 - линии серии Бальмера, перескокам на орбиты с n=3, 4, 5





















372.

Серим Лаймана соответствуют переходы с более удаленных орбиталей на орбиту с n=1.
Серии Бальмера - переходы на n=2.
Серии Пашена - переходы на орбиты с n=3,4,5.


373. Для расчета энергии возбуждения электрона с одного уровня на другой используется уравнение:13 EMBED Equation.3 1415. Энергия перехода с 1 на 2 уровень равна 44 ккал/г-атом, Энергия перехода с 1 на 5 уровень равна 70 ккал/г-атом.
374. а) Принцип квантования и дискретности энергии: электрон не изменяет энергию непрерывно, переходя с одной орбиты на другую, изменение энергии электрона происходит скачкообразно. Т.е. энергетические состояния электрона в атоме дискретны.
б) Корпускулярно-волновая двойственность: электрон имеет свойства как частицы, так и волны.
в) Принцип неопределенности: нельзя одновременно и точно определить скорость электрона и его координаты.
Таким образом, электрон в атоме вращается по определенным орбитам с дискретной энергией. Поглощение или выделение энергии происходит только при переходе электрона с одной орбиты на другую.
375. Квантовая механика изучает движения и взаимодействия микрочастиц. Она основывается на представлении о квантовании энергии, волновом характере движения микрочастиц и вероятностном методе описания микрообъектов. Основным уравнением квантовой механики является волновое уравнение Шредингера, которое связывает волновую функцию с потенциальной полной энергией электрона. Волновые функции, получаемые решением этого уравнения, описывают орбитали.
376. Совокупность положений электрона в атоме, характеризуемых определенными значениями квантовых чисел называют атомной орбиталью.
13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415
377. а) Главное квантовое число (n) соответствует номеру энергетического слоя, в котором находится электрон.
б) Орбитальное квантовое число (l) определяет форму орбитали, форму электронного облака.
в) Магнитное квантовое число (m) определяет пространственную ориентацию орбиталей.
г) Спиновое квантовое число (s) определяет направление собственного вращения электрона.
378. Энергию электрона определяют главное, спиновое и магнитное квантовые числа. Наиболее существенно зависит энергия электрона от главного квантового числа, наименее - от магнитного. Магнитное квантовое число влияет на энергию электронов в пределах одного подуровня.
379. Энергетический уровень - набор атомных орбиталей с одинаковым значением главного квантового числа (n). Энергетический подуровень - набор атомных орбиталей с одинаковым значением орбитального квантового числа (l) внутри данного энергетического уровня. Число энергетических подуровней для данного энергетического уровня равно 2n2. Если энергетический уровень расщеплен на 4 подуровня, то n=2.
380. Электронный слой - это совокупность электронов с одинаковым значением главного квантового числа n. В электронном слое с n = 1 наибольшее количество содержащихся электронов - 2, в n = 2 - 8 электронов, в n = 3 - 18 электронов, в n = 4 - 32 электрона, в n = 5 - 50, в n = 6 - 72, в n = 7 - 98. Максимально теоретически допустимое количество электронов в слое равно 2n2.
381. Форму орбитали в пространстве определяет побочное квантовое число L. L принимает значения от 0 до (n - 1). Значению L=0 отвечает сферическая форма орбитали: 13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415. Значению L=1 отвечает гантелеобразная форма орбитали: 13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415. Расположение орбиталей в пространстве определяет магнитное квантовое число ML. Например: гантелеобразные р-облака могут располагаться в пространстве тремя видами: 13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 141513 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415. Размер орбиталей определяется главным квантовым числом n. Чем больше n, тем дальше внешние электроны находятся от ядра и тем больше электронное облако.
382. Число атомных орбиталей (AO) определяется магнитным квантовым числом ML., оно равно (2L + 1). Так, на s-подуровне количество AO равно 1, т.к. для s-подуровня L=0. на р-подуровне число AO равно 3, т.к. L=1. На d-подуровне число AO равно 5, т.к. L = 2.
383. S-электронное облако имеет форму шара. Оно обладает сферической симметрией. Р-облако имеет гантелеобразную форму и обладает осевой симметрией. D-облака имеют форму скрещенных гантелей и осевую симметрию.
384. Фосфор, № 15. 1s22s22p63s23p3. Атом фосфора имеет в нормальном состоянии 3 неспаренных электрона на 3р-подуровне. При возбуждении электроны с 3s-подуровня распариваются, и один из них переходит на вакантную орбиталь d-подуровня, образуя при этом 5 неспаренных электронов.
13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415
валентные
электроны
n
L
ML
S


3s
3
0
0
+1/2


3s
3
0
0
-1/2


3p
3
1
+1
+1/2


3p
3
1
0
+1/2


3p
3
1
-1
+1/2

385. Сера, № 16. 1s22s22p63s23p4. Атом серы имеет в нормальном состоянии 2 неспаренных электрона на 3р-подуровне. При возбуждении электроны с 3s- и 3р-подуровней могут распариваться, и переходить на вакантные орбитали d-подуровня, образуя при этом 4 или 6 неспаренных электронов.
13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415
Элек-троны

3s

3p



Кв. числа




N
3
3
3
3
3

3



L
0
0
1
1
1

1



M
0
0
-1
-1
0

+1



S
1/2
-1/2
1/2
-1/2
1/2

1/2


386. Алюминий, № 13. 1s22s22p63s23p1. Атом алюминия имеет в нормальном состоянии 1 неспаренный электрон на 3р-подуровне. При возбуждении электрон с 3s-подуровня может распариться, и перейти на вакантную орбиталь 3d-подуровня, образуя при этом 3 неспаренных электрона.
13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415
Элек-троны

3s

3p



Кв. числа




N
3
3
3







L
0
0
1







M
0
0
-1







S
1/2
-1/2
1/2






387. Кремний, № 14. 1s22s22p63s23p2. Атом кремния имеет в нормальном состоянии 2 неспаренных электрона на 3р-подуровне. При возбуждении электроны с 3s-подуровня могут распариваться, и переходить на вакантные орбитали d-подуровня, образуя при этом 4 неспаренных электрона.
13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415
Элек-троны

3s

3p



Кв. числа




N
3
3
3

3





L
0
0
1

1





M
0
0
-1

0





S
1/2
-1/2
1/2

1/2




388. Хлор, № 17. 1s22s22p63s23p5. Атом хлора имеет в нормальном состоянии 1 неспаренный электрон на 3р-подуровне. При возбуждении электроны с 3s- и 3р-подуровней могут распариваться, и переходить на вакантные орбитали d-подуровня, образуя при этом 3, 5 или 7 неспаренных электронов.
13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415
Элек-троны

3s

3p



Кв. числа




N
3
3
3
3
3
3
3



L
0
0
1
1
1
1
1



M
0
0
-1
-1
0
0
+1



S
1/2
-1/2
1/2
-1/2
1/2
-1/2
1/2


389. Хром, № 24. 1s22s22p63s23p64s23d4. Атом хрома имеет в нормальном состоянии 4 неспаренных электрона на 3d-подуровне. При возбуждении электроны с 4s-подуровня могут распариваться, и переходить на вакантные орбитали 3d-подуровня, образуя при этом 6 неспаренных электронов.
13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415
Электроны

4s

3d



Квантовые числа




N
3
3
3

3

3

3





L
0
0
2

2

2

2





M
0
0
-2

-1

0

+1





S
0.5
-0.5
0.5

0.5

0.5

0.5




390. Ванадий, № 23. 1s22s22p63s23p64s23d3. Атом ванадия имеет в нормальном состоянии 3 неспаренных электрона на 3d-подуровне. При возбуждении электроны с 4s-подуровня могут распариваться, и переходить на вакантные орбитали 3d-подуровня, образуя при этом 5 неспаренных электронов.
13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415
Электроны

4s

3d



Квантовые числа




N
3
3
3

3

3







L
0
0
2

2

2







M
0
0
-2

-1

0







S
0.5
-0.5
0.5

0.5

0.5






391. Современная формулировка: Свойства простых веществ, а также свойства и формы соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра элементов. Формулировка Менделеева: свойства элементов находятся в периодической зависимости от их атомных весов. Изменение формулировки произошло в связи с работами Мозли (1912 г.), который показал, что истинной основой закона являются не атомные веса, а положительные заряды ядер атомов, численно выражаемые (в е-единицах) атомными номерами соответствующих элементов.
392. Менделеев предсказал существование трех элементов: галлий, скандий, германий. Свойства элементов, предсказанные Менделеевым совпали очень точно, например, для германия:
Предсказано Менделеевым (1871)
Найдено Винклером (1886)

Атомный вес ~72
Удельный вес ~5,5
Металл не вытесняет водород из кислот
Оксид ЭО2
Удельный вес оксида 4.7
и др.
72.6
5.35
металл не растворяется в HCl, H2SO4
GeO2
4.70
и др.

393. В 1869 году истинную природу периодического изменения свойств элементов предсказать было невозможно, т.к. еще не была раскрыта структура атома. В настоящее время периодичность изменения свойств элементов связывается с ростом положительных зарядов ядер атомов. Поскольку атом электронейтрален, с ростом положительного заряда ядра увеличивается количество электронов, окружающих атом. Электроны заполняют оболочку последовательно - при этом свойства элементов также периодически изменяются.
394. Атомный номер элемента совпадает с количеством протонов в ядре атома элемента. С ростом атомного номера увеличивается положительный заряд ядра. Соответственно, увеличивается количество электронов, окружающих ядро. Электроны заполняют оболочку вокруг ядра строго последовательно. В связи с этим свойства атомов изменяются периодически.
395. Периодическая система является по отношению к периодическому закону графической формой. ПС содержит в себе громадное количество информации как явной, так и скрытой. Каждый вариант ПС - это способ наглядно представить ту или иную группу периодических свойств элементов. Короткопериодный вариант удобен своей компактностью. В нем наглядно показано как и почему различные элементы объединены в главные и побочные подгруппы. Однако, в короткопериодном варианте периодической системы нелогично разнесены в разные части таблицы d-металлы, разделенные группой благородных газов. Длиннопериодный вариант ПС наглядно представляет периоды, т.к. d-металлы находятся в логичном для них месте. Однако, в длиннопериодном варианте не ясно отражена связь между главными и побочными подгруппами элементов.
396. Короткопериодный вариант удобен своей компактностью. В нем наглядно показано как и почему различные элементы объединены в главные и побочные подгруппы. Однако, в короткопериодном варианте периодической системы нелогично разнесены в разные части таблицы d-металлы, разделенные группой благородных газов.
Длиннопериодный вариант ПС наглядно представляет периоды, т.к. d-металлы находятся в логичном для них месте. Однако, в длиннопериодном варианте не ясно отражена связь между главными и побочными подгруппами элементов.
397. Являющаяся наглядным выражением периодического закона, система элементов Д.И. Менделеева складывается из периодов и групп. Периодов в системе семь, из них три малых и четыре больших. Каждый период (кроме первого и последнего) включает в себя элементы, электронные структуры которых являются промежуточными между структурами двух последовательных инертных газов. Из малых периодов первый содержит только водород и гелий, остальные два - по 8 элементов. Из больших периодов четвертый и пятый содержат по 18 элементов, шестой - 32 элемента и седьмой остается незаконченным. Группы периодической системы объединяют входящие в них элементы по признаку химического сродства. Из них восьмая включает в себя инертные газы, а триады содержат только элементы, относящиеся к большим периодам. В каждой из остальных групп имеются по две подгруппы элементов больших периодов.
398. Элементы одного периода объединяет то, что их внешние (валентные) электроны находятся в одном электронном слое. Элементы одной группы сходны в количестве валентных электронов. Элементы одной группы, но разных подгрупп различаются тем, что они относятся к разным семействам. У элементов одного семейства общим является то, что последний электрон у атомов этих элементов находится на орбиталях с одинаковым орбитальным квантовым числом (l).
399. Периодическая система элементов Д.И. Менделеева складывается из периодов и групп. Периодов в системе семь, из них три малых и четыре больших. Каждый период (кроме первого и последнего) включает в себя элементы, электронные структуры которых являются промежуточными между структурами двух последовательных инертных газов. Из малых периодов первый содержит только водород и гелий, остальные два - по 8 элементов. Из больших периодов четвертый и пятый содержат по 18 элементов, шестой - 32 элемента и седьмой остается незаконченным. Группы периодической системы объединяют входящие в них элементы по признаку химического сродства. Из них восьмая включает в себя инертные газы, а триады содержат только элементы, относящиеся к большим периодам. В каждой из остальных групп имеются по две подгруппы элементов больших периодов. Т.о. емкость уровня совпадает с его заполненостью только для первого и второго периодов. В случае третьего и последующих периодов емкость больше количества элементов. Это связано со следующим явлением: из-за разницы в энергии d- и f-орбитали выталкиваются в верхние электронные слои.
400. Периодическая система элементов Д.И. Менделеева складывается из периодов и групп. Периодов в системе семь, из них три малых и четыре больших. Каждый период (кроме первого и последнего) включает в себя элементы, электронные структуры которых являются промежуточными между структурами двух последовательных инертных газов. Из малых периодов первый содержит только водород и гелий, остальные два - по 8 элементов. Из больших периодов четвертый и пятый содержат по 18 элементов, шестой - 32 элемента и седьмой остается незаконченным. Число электронов в электронном слое определяется принципом Паули (в одном атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором четырех квантовых чисел).
Емкость уровня совпадает с его заполненостью только для первого и второго периодов. В случае третьего и последующих периодов емкость больше количества элементов. Это связано со следующим явлением: из-за разницы в энергии d- и f-орбитали выталкиваются в верхние электронные слои.
401. Число элементов в периоде определяется значением главного квантового числа: 2n2. Т.е. в седьмом периоде должно содержаться 98 элементов. Последний элемент должен иметь порядковый номер 86+14+10+6 = 116. Он будет являться аналогом радона.
402. Водород и гелий помещают соответственно в первую и вторую группы, т.к. они являются электронными аналогами соответствующих элементов. Однако, физико-химические свойства водорода и гелия более сходны с элементами, соответственно, седьмой и восьмой групп. Водород схож с галогенами по следующим признакам: газообразный, в свободном состоянии - димер. Гелий, как и благородные газы, чрезвычайно инертен.
403. До 1963г. благородные газы помещали в т.н. «нулевую группу», которая располагалась перед группой щелочных металлов. после определения точного строения электронной оболочки благородных газов, было выяснено, что она является не началом электронного слоя, а его завершением. Поэтому сейчас группу благородных газов помещают в последнюю восьмую группу.
404. Атомный номер элемента совпадает как с количеством протонов в ядре его атома, так и с числом электронов. Поскольку последовательность заполнения электронами электронных слоев известна, то, зная количество электронов, можно легко определить положение элемента в ПС.
Элемент №20: электронная формула - 1s22s22p63s23p64s2. Это s-элемент, активный металл. В соединениях имеет положительную степень окисления +2. Формула оксида МеО, гидроксида Ме(ОН)2. Оксид и гидроксид имеют основные свойства и т.д.
Элемент №34: электронная формула - 1s22s22p63s23p64s23d104p4. Это p-элемент, неметалл. В соединениях может иметь степени окисления -2, +2, +4, +6. Наиболее устойчивой является СО = +4. Формула оксида ЭО2, гидроксида Э(ОН)4. Оксид и гидроксид имеют амфотерные свойства и т.д.
405. Элемент №19: электронная формула 1s22s22p63s23p64s1. Четвертый период, первая группа, главная подгруппа. Это s-элемент, активный металл. В соединениях имеет положительную степень окисления +1. Формула оксида Ме2О, гидроксида МеОН. Оксид и гидроксид имеют основные свойства и т.д. Элемент №35: электронная формула 1s22s22p63s23p64s23d104p5. Четвертый период, 7 группа, главная подгруппа. Это p-элемент, неметалл. В соединениях может иметь степени окисления -1, +1, +3, +5, +7. Наиболее устойчивой является СО = -1. Формула гидрида НЭ, гидроксида НЭО1,3,5,7. Оксиды и гидроксиды имеют кислотные свойства и т.д.
406. Внутри периодов слева направо размеры атомов уменьшаются. Это происходит вследствие усиления взаимодействия положительно заряженного ядра с отрицательно заряженными электронами по мере заполнения ими одного и того же электронного слоя. По группам сверху вниз радиус атома увеличивается из-за добавления новых электронных слоев. Соответственно наименьший радиус имеет атом гелия, а наибольший - атом франция. При увеличении радиуса атома усиливается металличность элемента, уменьшается его электроотрицательность, сродство к электрону.
407. Орбитальный радиус - радиус атома измеряемый от центра ядра до положения главного максимума плотности внешних электронных облаков. Ковалентный радиус - радиус атома в молекуле, построенной по типу ковалентной связи. Металлический радиус - радиус атома в металлической решетке. Эффективный радиус - практический радиус атома, связанного с другими атомами. Внутри периодов слева направо размеры атомов уменьшаются. Это происходит вследствие усиления взаимодействия положительно заряженного ядра с отрицательно заряженными электронами по мере заполнения ими одного и того же электронного слоя. По группам сверху вниз радиус атома увеличивается из-за добавления новых электронных слоев. При увеличении радиуса атома усиливается металличность элемента, уменьшается его электроотрицательность, сродство к электрону.
408. Изменение ионизационного потенциала обратно пропорционально изменению атомного радиуса. Внутри периодов слева направо размеры атомов уменьшаются. Это происходит вследствие усиления взаимодействия положительно заряженного ядра с отрицательно заряженными электронами по мере заполнения ими одного и того же электронного слоя. По группам сверху вниз радиус атома увеличивается из-за добавления новых электронных слоев. Т.е. по периодам ионизационный потенциал увеличивается, а по группам - уменьшается. При уменьшении ионизационного потенциала усиливается металличность элемента, уменьшается его электроотрицательность, сродство к электрону.
409. Ионизационный потенциал и энергия ионизации - это количественные характеристики энергии отрыва электрона от атома. Ионизационный потенциал (ИП) измеряется в эВ, а энергия ионизации (ЭИ) в кДж/моль. ИП(Li) = 5.19 эВ, следовательно, ЭИ(Li) = 5.19*96486 = 500 кДж/моль. ЭИ(О) = 1313.0 кДж/моль, следовательно, ИП(О) = 1313.0/96.486 = 13.6 эВ. Радиус атома кислорода значительно меньше радиуса атома лития. Соответственно, взаимодействие внешних электронов с ядром в атоме кислорода выше, а значит выше и ИП кислорода. Можно сделать следующий вывод: чем выше ИП, тем сильнее выражены неметаллические свойства элемента.
410. На внешней орбите у атома бериллия находятся два электрона, близкие по энергии. Соответственно ионизационные потенциалы для этих электронов близки. В противоположность этому, первый и второй электроны атома лития расположены в различных электронных слоях. И, если первый электрон отрывается относительно легко, то второй электрон, находящийся гораздо ближе к ядру, оторвать значительно сложнее. Отсюда и разница в ионизационных потенциалах.
411. Атомы типичных металлов отличаются от атомов типичных неметаллов значительно большими радиусами, а значит у металлов меньше энергия ионизации, электроотрицательность и сродство к электрону. Металлы в большинстве - твердые (при н.у.) вещества, проводники, ковкие, пластичные и т.п. В соединениях металлы имеют только положительные степени окисления, в то время как неметаллы имеют как отрицательные, так и положительные СО. Амфотерные металлы, в отличие от типичных металлов, могут проявлять основные и кислотные свойства как в свободном состоянии, так и в соединениях. Металлические свойства зависят от радиуса атома. Чем больше радиус атома, тем сильнее выражены металлические свойства элемента. Внутри периодов слева направо размеры атомов уменьшаются. Это происходит вследствие усиления взаимодействия положительно заряженного ядра с отрицательно заряженными электронами по мере заполнения ими одного и того же электронного слоя. По группам сверху вниз радиус атома увеличивается из-за добавления новых электронных слоев. Т.е. с увеличением порядкового номера по периодам металличность уменьшается, а по группам увеличивается. Неметаллы - хлор, кислород, гелий, кремний, углерод. Металлы - франций, натрий, уран, магний. Амфотерные металлы - алюминий, германий, олово, цинк.
412. Металлические свойства зависят от радиуса атома. Чем больше радиус атома, тем сильнее выражены металлические свойства элемента. Внутри периодов слева направо размеры атомов уменьшаются. Это происходит вследствие усиления взаимодействия положительно заряженного ядра с отрицательно заряженными электронами по мере заполнения ими одного и того же электронного слоя. По группам сверху вниз радиус атома увеличивается из-за добавления новых электронных слоев. Т.е. по периодам металличность уменьшается, а по группам увеличивается.
413. Сродством к электрону называется энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к электронейтральному атому. С ростом порядкового номера элемента сродство к электрону по периодам растет, а по группам уменьшается. Минимальное сродство к электрону имеют щелочные металлы и благородные газы. Максимальное сродство к электрону у галогенов.
414. Относительная электроотрицательность (ОЭО) - условная оценка способности атома данного элемента оттягивать на себя электронную плотность по сравнению с атомами других элементов в соединении. С ростом порядкового номера элемента ОЭО по периодам растет, а по группам уменьшается. Минимальную ОЭО имеет франций, а максимальная ОЭО у атома фтора.
415. Максимальная валентность химических элементов зависит то количества внешних электронов. По периоду число валентных электронов растет - соответственно увеличивается максимальная валентность. По группам значение максимальной валентности не изменяется, т.к. не добавляется валентные электроны.
416. Если иметь в виду только s- и p-элементы, то для их оксидов по группам сверху вниз и по периодам справа налево усиливаются основные свойства и ослабевают кислотные свойства. Это происходит вследствие соответствующего изменения радиусов атомов центральных элементов в оксидах: чем больше радиус элемента, тем сильнее выражены его металлические свойства, тем более основными свойствами обладает его оксид.
Пример №1 (по третьему периоду):
Na2O + 2HCl = 2NaCl + H2O ; Na2O + KOH = реакция не протекает.
Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O ; Al2O3 + 6KOH =2K3AlO3 + 3H2O
Cl2O7 + HCl = реакция не протекает ; Cl2O7 + 2KOH = 2KClO4 + H2O.
Пример №2 (по третьей группе):
B2O3 + HCl = реакция не протекает; B2O3 + 6KOH = 2K3BO3 + 3H2O.
Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O ; Al2O3 + 6KOH =2K3AlO3 + 3H2O
In2O3 + 6HCl = 2InCl3 + 3H2O ; In2O3 + KOH = реакция не протекает.
417. Если иметь в виду только s- и p-элементы, то для их гидроксидов по группам сверху вниз и по периодам справа налево усиливаются основные свойства и ослабевают кислотные свойства. Это происходит вследствие соответствующего изменения радиусов атомов центральных элементов в оксидах: чем больше радиус элемента, тем сильнее выражены его металлические свойства, тем более основными свойствами обладает его гидроксид.
Пример №1 (по третьему периоду):
NaOH + HCl = NaCl + H2O ; NaOH + KOH = реакция не протекает
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O ; Al(OH)3 + 3KOH =K3[Al(OH)6]
HClO4 + HCl = реакция не протекает ; HClO4 + KOH = KClO4 + H2O
Пример №2 (по третьей группе):
B(OH)3 + HCl = реакция не протекает; B(OH)3 + 3KOH = K3BO3 + 3H2O
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O ; Al(OH)3 + 3KOH =K3[Al(OH)6]
In(OH)3 + 3HCl = InCl3 + 3H2O ; In(OH)3 + KOH = реакция не протекает.
Э2O3 + 6HCl = 2ЭCl3 + 3H2O.
418. При переходе от одного периода к другому свойства оксидов и гидроксидов d-элементов меняются незначительно, либо остаются практически неизменными. Так, в ряду оксидов и гидроксидов скандия - иттрия - лютеция наблюдаются основные свойства: Э2О3 + КОН = реакция не протекает. У соответствующих соединений цинка - кадмия - ртути свойства изменяются от амфотерных до основных. В HCl = реакция не протекает ; Э2O7 + 2KOH = 2KЭO4 + H2O.
419. Диагональным сходством называется сходные свойства элементов находящихся на одной ряду оксидов и гидроксидов марганца - технеция - рения наблюдаются кислотные свойства: Э2O7 + диагонали в периодической таблице. Причиной этого эффекта является приблизительное равенство радиусов атомов соответствующих элементов. Примером диагонального сходства может служить идентичность некоторых свойств лития и магния: металлы, относительно хорошие комплексообразователи, образуют одинаково белые соли со значительной степенью ионности связи и т.п.
420. Полными электронными аналогами называются элементы, которые в любой степени окисления имеют подобную структуру внешнего и предвнешнего электронного уровня. Неполные электронные аналоги имеют подобную структуру внешнего и предвнешнего электронного уровня только в максимальной степени окисления. Сходство: в максимальной степени окисления полные и неполные электронные аналоги образуют химические соединения подобного стехиометрического состава. Эти соединения имеют схожие химические свойства (кислотность, основность, активность). В промежуточных степенях окисления полные и неполные электронные аналоги образуют сильно отличающиеся друг от друга соединения.
Химические элементы называются типическими, если они обладают свойствами, позволяющими отнести их только к какому-либо одному классу элементов. Именно отсутствие двойственности свойств, амфотерности отличает типические элементы от нетипических.
421. Связь называется ковалентной неполярной, если она осуществляется между атомами с одинаковой относительной электроотрицательностью (ОЭО). Если ОЭО атомов, образующих связь различается менее, чем на 2.1, то такая связь называется ковалентной полярной. В случае, если разница в ОЭО больше, чем 2.1, то связь называется ионной. Связь, образованная атомами металлов называется металлической.
Азот (N2)
Ковалентная неполярная

Железо (Fe)
Металлическая

Углекислый газ (CO2)
Ковалентная полярная

Фторид калия (KF)
Ионная

Фосфин (PH3)
Ковалентная полярная

Сульфат натрия (Na2SO4)
Ионная + полярная

Кремний (Si)
Неполярная

422. Связь называется ковалентной неполярной, если она осуществляется между атомами с одинаковой относительной электроотрицательностью (ОЭО). Если ОЭО атомов, образующих связь различается менее, чем на 2.1, то такая связь называется ковалентной полярной. В случае, если разница в ОЭО больше, чем 2.1, то связь называется ионной. Связь, образованная атомами металлов называется металлической.
Иодоводород (HI)
Ковалентная полярная

Никель (Ni)
Металлическая

Оксид кремния (SiO2)
Ковалентная полярная

Оксид магния (MgO)
Ковалентная полярная

Нитрат калия (KNO3)
Ионная + полярная

Фтор (F2)
Ковалентная неполярная

423. Химическая связь - взаимодействие атомов, обусловливающее образование химически устойчивой двух- или многоатомной системы. Три основные типа химической связи: ковалентная, ионная, металлическая.
Тип химической связи
Атомы каких элементов вступают в связь
Процессы в электронных оболочках атомов
Образующиеся частицы и вещества

Примеры

Ковалентная
Любых
Образование электронных пар. Незначительная деформация
Молекулы, кристаллы
N2, H2O, FeCl3

Ионная
Любых
Образование электронных пар, сильно притянутых к одному из атомов. Значительная деформация оболочек
Молекулы, кристаллы имеющие на некоторых атомах частичные заряды ( + и -)
NaF, KCl, CsF

Металлическая
Атомы металлов
Делокализация валентных электронов.
Металлическая решетка, в узлах которой находятся атомы металлов
Fe, Ni, Cu.

424. В ряду HF - HCl - HBr - HI происходит увеличение длины связи вследствие увеличения радиуса атомов галогенов в ряду F - Cl - Br - I, поскольку происходит добавление новых электронных слоев.
425. В ряду H2O- H2S-H2Se-H2Te происходит увеличение длины связи вследствие увеличения радиуса атомов элементов в 6 группе от кислорода к теллуру вследствие добавления электронных слоев.
426. В ряду С2Н6-С2Н4-С2Н2 происходит уменьшение длины связи, т.к. между атомами углерода происходит увеличение кратности связи. Так, у этана кратность связи равна 1, у этилена -2, у ацетилена -3.
427. В ряду HF - HCl - HBr - HI происходит уменьшение энергии связи, поскольку увеличивается радиус атома галогенов от фтора к йоду. Чем больше радиус атома, тем меньше нужно затратить энергии, чтобы разрушить молекулу.
428. В ряду СF4 - СCl4 - СBr4 - СI4 происходит уменьшение энергии связи, поскольку увеличивается радиус атома галогенов от фтора к йоду. Чем больше радиус атома, тем меньше нужно затратить энергии, чтобы разрушить молекулу.
429. В ряду С2Н2 - С2Н4 - С2Н6 происходит уменьшение энергии связи, т.к. между атомами углерода происходит уменьшение кратности связи. Так, у этана кратность связи равна 1, у этилена -2, у ацетилена -3. Чем больше кратность связи, тем прочнее молекула, тем больше нужно затратить энергии для ее разрушения.
430. Валентным углом называется угол между линиями связи (линия связи - линия, проходящая через центры ядер атомов)13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415, 13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415, 13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415.
431. Теория валентных связей исходит из положения, что каждая пара атомов в молекуле удерживается вместе при помощи одной или нескольких общих электронных пар. Т.е. химическая связь локализована между двумя атомами: она двуцентровая и двухэлектронная.
Атом хлора имеет один неспаренный электрон, соответственно между двумя атомами хлора и между хлором и водородом может образоваться только одна связь за счет образования одной обобществленной электронной пары: Cl 3s2 3p5, H 1s1 => Сl-Cl, H-Cl. Валентные возможности атома азота ограничены тремя неспаренными электронами, поэтому с атомами кислорода в молекуле азотной кислоты азот связан как бы полуторными связями. Стехиометрическая валентность азота равна 5, степень окисления = +5, электронная валентность равна 4, кратность связей 1.5.
432. Изменение валентности атома в большинстве случаев происходит за счет возбуждения, при котором распаривается электронная пара, образуя два неспаренных электрона. Т.е. валентность увеличивается на 2. Соответственно у р-элементов переменной валентности она различается на 2. Атом фтора имеет один неспаренный электрон на р-орбитали и не имеет вакантных орбиталей для возбуждения, т.е. его валентность всегда равна 1. Атом Cl имеет подобную оболочку, однако у него есть возможность переходить в возбужденное состояние за счет перехода электронов на вакантные d-орбитали. Соответственно, Cl может иметь валентность 1,3,5,7. F 2s22p5, Cl 3s2 3p53d0. ClF, ClF3, ClF5, ClF7.
433. Валентное состояние электронов, орбиталей и атома в целом означает возможность образования атомом химической связи. Атом фтора имеет один неспаренный электрон на р-орбитали и не имеет вакантных орбиталей для возбуждения, т.е. его валентность всегда равна 1. F 2s22p5. Атом хлора имеет подобную оболочку, однако у него есть возможность переходить в возбужденное состояние за счет перехода электронов на вакантные d-орбитали. Соответственно, хлор может иметь валентность 1,3,5,7. Cl 3s2 3p53d0. Атом кислорода имеет два неспаренных электрона на р-орбитали и подобно фтору не имеет вакантных орбиталей для возбуждения, т.е. его валентность всегда равна 2. О 2s22p4. Сера, как и хлор, находится в третьем периоде, в котором есть вакантная d-орбиталь. Соответственно сера может быть 2-,4-,6-тивалентной. S 3s2 3p43d0. Для атома бериллия, валентные электроны которого находятся на 2s орбитали вакантной является 2р-орбиталь, на которую может происходить возбуждение электронов. Валентность всегда бериллия равна 2. Ве 2s22p0. Бор имеет на один электрон больше, чем бериллий, т.е. его валентность всегда равна 3 (поскольку 2s- и 2р-орбитали близки по энергии, возбуждение бериллия протекает очень легко и валентность 1 для него не характерна). В 2s22p1. Углерод имеет на один электрон больше, чем бор; его валентность равна 4 (поскольку 2s- и 2р-орбитали близки по энергии, возбуждение углерода, как и бериллия, протекает очень легко и валентность 2 для С не характерна). С 2s22p2.
434. Находясь в основном состоянии элементы обычно имеют немного неспаренных электронов, однако многие элементы способны переходить в возбужденное состояние, что приводит к появлению дополнительных неспаренных электронов, что увеличивает валентные возможности элементов. Основное состояние атома характеризуется минимумом энергии, в то время как возбужденное состояние характеризуется избыточной энергией. Когда атом находится в возбужденном состоянии его электроны могут распариваться и переходить на вакантные орбитали. PCl3, PCl5. Валентная конфигурация атома фосфора в основном состоянии: 3s23p3, т.е. валентность фосфора в основном состоянии равна 3. Следовательно в молекуле PCl3 фосфор находится в основном, а в PCl5 - возбужденном состоянии. H2S, SO3. Валентная конфигурация атома серы в основном состоянии: 3s23p4, т.е. валентность серы в основном состоянии равна 2. Следовательно в молекуле H2S сера находится в основном, а в SO3 - возбужденном состоянии.
435. Главной причиной образования химической связи между атомами является стремление к минимуму энергии: при образовании связи электронные облака перестраиваются так, что новая система энергетически более выигрышна, чем предыдущая, представляющая собой два отдельных атома (молекулы). О перекрывании электронных облаков при образовании молекулы водорода говорит тот факт, что линейный размер молекулы меньше суммы диаметров двух атомов водорода.
436. Образование одиночной связи (
·-связь) происходит вдоль линии связывания, при этом происходит наибольшее перекрывание, поэтому
·-связь наиболее прочная. Вторая и третья связь (
·-связь) образуются над линией связи, при этом сильного перекрывания электронных облаков не происходит, поэтому энергия
·-связь +
·-связь не равна удвоенной
·-связи.
Одинарная связь
13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415

Двойная связь
13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415

Тройная связь
13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415


437. а) только
·-связь: СН4, NaCl, KF
б) одна
·-связь + одна
·-связь: О2, СО2
в) одна
·-связь + две
·-связи: N2, CO
438. SF6 - шесть
·-связей (13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415), SO3 - три
·-связи + три
·-связи (13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415), POCl3, - четыре
·-связи + одна
·-связь (13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415), C2H2, - три
·-связи + две
·-связи (13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415), C2H4, - пять
·-связей + одна
·-связь (13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415), COCl2, - три
·-связи + одна
·-связь (13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415), SO2Cl2. - четыре
·-связи + две
·-связи (13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415).
439. Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму происходит следующим образом: один атом является донором электронной пары, а второй – имеет вакантную орбиталь и является акцептором. Например: Н
· + :NH3 = [NH4]+. У водорода имеется вакантная орбиталь, а у азота – электронная пара. При образовании донорно-акцепторной связи стехиометрическая валентность азота увеличилась на 1, а степень окисления и электронная валентность не изменились. Стехиометрическая валентность и степень окисления водорода увеличились на 1, а электронная валентность не изменилась.
440. С2Н6 - между атомами углерода образована одинарная связь, в то время как в молекуле С2Н4 между атомами углерода образована двойная связь, в результате чего в С2Н4 энергия связи между С-С выше. В бензоле - С6Н6 - между атомами углерода формально двойная связь, однако она делокализована по всему углеродному кольцу, из-за чего энергия связи С-С ниже, чем в этилене.
441.
13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415
Молекула диамагнитна.
KK(
·2sсв)2(
·2sр)2(
·2рхсв)2(
·св2ру,2pz)4(
·p2ру,2pz)4
Кратность связи = 13 EMBED Equation.3 1415=1, т.е. F-F
При отрыве электрона энергия связи увеличится, т.к. внешний электрон находится на разрыхляющей МО.

13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415
Молекула парамагнитна.
KK(
·2sсв)2(
·2sр)2(
·2рхсв)2(
·св2ру,2pz)4(
·p2ру,2pz)2
Кратность связи = 13 EMBED Equation.3 1415=2, т.е. О=О
При отрыве электрона энергия связи увеличится, т.к. внешний электрон находится на разрыхляющей МО.

13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415
Молекула диамагнитна.
KK(
·2sсв)2(
·2sр)2(
·2рхсв)2(
·св2ру,2pz)4
Кратность связи = 13 EMBED Equation.3 1415=3, т.е. С
·О
При отрыве электрона энергия связи уменьшится, т.к. внешний электрон находится на связывающей МО.


442. с
443.
13 EMBED ChemWindow.Document 1415
Согласно теории Мо, молекула может существовать, если кратность связей (р) больше 0.
А) р(Не2) = (2-2)/2 = 0 – молекула не существует
Б) Отрыв одного электрона осуществляется с разрыхляющей МО: р = (2-1)/2 = 0.5 – молекула существует.
В) He2- - не существует, т.к. 5 электронов не могут разместиться на двух МО.
Г) НеF не может существовать, т.к. энергия АО Не и F сильно отличаются.
Д) НеН. Р = (2-10/2 = 0.5 Молекула может существовать.


444. с
445. Ионизационный потенциал характеризует энергию, необходимую для отрыва электрона от атома. Согласно теории МО электроны легче оторвать от разрыхляющих молекулярных орбиталей. Внешние электроны молекул водорода, углерода и азота находятся на связывающих МО, поэтому их легче оторвать от атомов, чем от молекул.
446. Ионизационный потенциал характеризует энергию, необходимую для отрыва электрона от атома. Согласно теории МО электроны легче оторвать от разрыхляющих молекулярных орбиталей. Внешние электроны молекул кислорода и азота находятся на разрыхляющих МО, поэтому их легче оторвать от молекул, чем от атомов.
13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415
13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415

447. Ионизационный потенциал характеризует энергию, необходимую для отрыва электрона от атома. Согласно теории МО электроны легче оторвать от разрыхляющих молекулярных орбиталей молекулы, чем со связывающих орбиталей. Энергия, затрачиваемая на отрыв электронов от атомов имеет промежуточное значение между энергией электронов связывающих и разрыхляющих МО. Внешние электроны молекулы СО находятся на связывающих МО, поэтому их легче оторвать от молекулы, чем от отдельных атомов С и О.
13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415

448. Согласно теории МО, чем больше кратность связи (р) молекулы, тем молекула устойчивее (больше Есв и меньше длина связи)
13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415
Добавление электрона к О2 происходит на разрыхляющую МО: устойчивость уменьшается. Удаление электрона с разрыхляющей МО, наоборот, делает молекулу устойчивее:

р(О2) = 13 EMBED Equation.3 1415 р(О2+) = 13 EMBED Equation.3 1415
р(О2-) = 13 EMBED Equation.3 1415 р(О22-) = 13 EMBED Equation.3 1415

449. а) – невозбужденная, т.к. на (2р-связывающих орбиталях азота находятся спаренные электроны, на разрыхляющих (2р-орбиталях азота неспаренных электронов нет.
б)-возбужденная
450.

3.3.4. Теория гибридизации и ОЭПВО
451. Появление теории гибридизации было вызвано необходимостью объяснить геометрию многоатомных молекул. Основные положения: число гибридных орбиталей всегда равно числу атомных орбиталей. Кроме того, при возникновении гибридных орбиталей необходимо соблюдение следующих условий: 1) хорошее перекрывание гибридизуемых электронных орбиталей; 2) небольшая разница в энергиях атомных орбиталей, участвующих в гибридизации. Гибридизация всегда сопровождается изменением формы электронного облака.
Тип гибридизации орбиталей центрального атома
Геометрическая модель гибридных орбиталей
Пример

sp
sp2
sp3
sp3d
sp3d2
sp3d3
Прямая линия
Плоский треугольник
Тетраэдр
Тригональная бипирамида
Октаэдр
Пентагональная бипирамида
СО2
BF3
H2O
PCl5
SF6
ClF7

452. Пространственное положение гибридных орбиталей определяется строением валентной оболочки центрального атома (количество неспаренных электронов, участвующих в связи и количество несвязывающих электронных пар)
Тип гибридизации орбиталей центрального атома
Геометрическая модель гибридных орбиталей
Пример

sp
sp2
sp3
sp3d2
Прямая линия (угол 1800)
Плоский треугольник(угол 1200)
Тетраэдр(угол 1090)
Октаэдр(угол 900)
СО2
BF3
H2O
SF6

453. Гибридное облако всегда асимметрично: имеет большую вытянутость по одну сторону ядра, чем по другую. Поэтому химические связи, образованные с участием гибридных орбиталей, обладают большей прочностью, чем связи за счет чистых негибридных облаков. О гибридизации судят по строению валентной оболочки центрального атома (количество неспаренных электронов, участвующих в связи и количество несвязывающих электронных пар) и по валентным углам в молекуле.
454.
Анион
Структурная формула
Тип гибридизации
Геометрия аниона

СО32-
13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415

sp2

Треугольник

SО42-
13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415

sp3

Тетраэдр

NО3-
13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415

sp2

Треугольник

455. В молекуле СОCl2 у центрального атома углерода в образовании связей участвуют все четыре электрона, но три из них образуют
·-связи, а один
·-связь. Согласно теории гибридизации, электроны, образующие
·-связь не принимают участие в гибридизации, поэтому гибридных АО не четыре а три.
456. а) Чем больше несвязывающих электронных пар, тем меньше валентный угол ( CH4 -нет несвязывающих пар, NH3 - 1 пара, H2O - 2 несвязывающих пары). б) Чем больше электроотрицательность партнера центрального атома, тем сильнее влияние несвязывающей электронной пары и тем меньше валентный угол (ЭО(Cl)>ЭО(Br)>ЭО(I). в) Чем дальше от ядра валентные орбитали, тем сильнее влияние несвязывающей электронной пары и тем меньше валентный угол ra(N)< ra(P)< ra(As)< ra(Sb).
457. Форма молекул и ионов зависит от типа гибридизации центрального атома и от строения его валентного слоя. Если валентная оболочка центрального атома не содержит неподеленных электронных пар, то частица будет иметь правильную геометрическую форму (СН4 - тетраэдр, SF6 - октаэдр). Если неподеленные электронные пары присутствуют, то у частицы будет незавершенная геометрическая форма (NH3 - незавершенный тетраэдр), либо искаженная форма (Н2О - искаженная линейная структура).
458.
Поделен.эл.пары
Неподел.эл.пары
Тип гибридизации
Расположение эл. пар
Геометрич. форма молекулы
примеры

4
0
sp3
Тетраэдрическое
Тетраэдр



CH4, NH4+

3
1
sp3
Тетраэдрическое
Тригон. Пирамида



NH3, PF3

2
2
sp3
Тетраэдрическое
Угловая



H2S, H2O

5
0
sp3d
Тригональное бипирамидальное
Тригон. бипирамида



PCl5

4
1
sp3d
Тригональное бипирамидальное
Неправ. Тетраэдр



TeCl4

3
2
sp3d
Тригональное бипирамидальное
Т-образная



ClF3

6
0
sp3d2
октаэдрическое
Октаэдр



SF5

5
1
sp3d2
октаэдрическое
Квадратн. Пирамида



IF5

4
2
sp3d2
октаэдрическое
Плоский квадрат



ICl4-, XeF4

459.
СО2 и SO2: В молекуле СО2 у центрального атома sp-гибридизация, а в молекуле SO2 за счет одной неподеленной электронной пары у атома серы sp2-гибридизация. Поэтому СО2 – линейная молекула, а SO2 – имеет угловую форму.

BCl3 и NCl3 В молекуле BCl3 у центрального атома sp2-гибридизация, а в молекуле NCl3 за счет одной неподеленной электронной пары у атома азота sp3-гибридизация. Поэтому BCl3 – плоская треугольная молекула, а NCl3 – имеет форму пирамиды.

CF4 и XeF4 В молекуле СF4 у центрального атома sp3-гибридизация, а в молекуле XeF4 за счет неподеленных пар у атома ксенона sp3d2-гибридизация. Поэтому СF4 – тетраэдрическая молекула, а XeF4 – имеет форму октаэдра.

460. а) В молекуле BF3 центральный атом имеет sp2-гибридизацию, в то время как в ионе BF4- у атома бора sp3-гибридизация. Поэтому при переходе от молекулы к иону форма меняется от плоского треугольника к тетраэдру. б) В молекуле NH3 у атома азота sp3-гибридизация, однако одна гибридизованная орбиталь содержит неподеленную электронную пару, из-за чего углы в тетраэдре искажены. В катионе NH4+ - гибридизованные орбитали не содержат неподеленных электронных пар, т.е. тетраэдр не искажен. в) Подобно этому, в молекуле воды Н2О у атома кислорода sp3-гибридизация, однако на двух гибридных орбиталях имеются электронные пары, из-за чего углы тетраэдра искажены очень сильно. Менее искажены углы в Н3О+, т.к. в этом катионе только одна гибридная орбиталь содержит неподеленные электронные пары.

461. Явление, называемое поляризацией химической связи, представляет собой деформацию электронной оболочки под действием сильного электромагнитного поля соседнего атома. Полярность связи тем выше, чем больше разница в электроотрицательности атомов, образующих связь: ЭО(Н) = 2,1.
ЭО(элемента)
Разница
·ЭО(Н)-ЭО(элемента)
·
Смещение электронного облака
Место по увеличению полярности

(N) = 3.0
0.9
К азоту
2

(S) = 2.5
0.4
К сере
1

(Li) = 1.0
1.1
К водороду
3

(O) = 3.5
1.4
К кислороду
4

(I) = 0.133
1.967
К водороду
5

462. Ковалентная полярная связь характеризуется направленностью, насыщаемостью и поляризуемостью. Насыщаемость ковалентной связи - вследствие насыщаемости связи молекулы имеют определенный состав и существуют в виде дискрентных частиц с определенной структурой (Н2О, NH3, FeCl2). Направленность ковалентной связи - поскольку электронные облака имеют различную форму, их взаимное перекрывание может осуществляться разными способами. В зависимости от способа перекрывания и симметрии образующегося облака различают
·-,
·-,
·-связи. Сигма-связь осуществляется при перекрывании облаков вдоль линии соединения атомов. Пи-связь возникает при перекрывании электронных облаков по обе стороны от линии соединения атомов. Дельта-связь образуется при перекрывании всех четырех лопастей d-электронных облаков, расположенных в параллельных плоскостях. Например, в молекуле азота одна сигма и две пи-связи N
·N. Поляризуемость ковалентной связи - свойство характеризует способность становится полярной в результате действия на молекулу внешнего электрического поля. Например, в молекуле HCl связь под действием внешнего поля поляризуется и может даже разорваться.
463. Электрический момент диполя
· представляет собой произведение длины диполя l на значение электрического заряда q:
· = l*q. Т.е. его величина зависит от расстояния между концами диполя и зарядом на полюсах диполя. Электрический момент диполя измеряется в Кл.м. Экспериментально определяется спектроскопическими методами. Если известны дипольные моменты связей в молекуле, то общий дипольный момент молекулы рассчитывается как векторная сумма моментов связей. Так, например, дипольный момент симметричной молекулы СО2 равен нулю, несмотря на то, что связи С=О имеют сильно полярный характер, а угловая молекула воды Н2О имеет дипольный момент отличный от нуля.
464. При поляризации связи молекула приобретает электрический дипольный момент, т.е. получается диполь, на полюсах которого образуются заряды, которые называются эффективными. Этот заряд
· можно установить экспериментально. Согласно имеющимся данным эффективный заряд на атоме водорода молекулы НCl составляет
·Н = +0.18, а на атоме хлора = -0.18 абсолютного заряда электрона. Можно сказать, что связь в молекуле HCl имеет на 18% ионный характер, т.е. полярна. Эффективный заряд совпадет со степенью окисления по знаку, но не совпадает по значению.
465. Электроотрицательность характеризует способность атома в соединении оттягивать на себя электронную плотность. ЭО определяется экспериментально как относительная безразмерная величина. Если разница в ЭО двух атомов больше или равна 2.1, то связь между ними можно считать ионной:
Соединение
Разность электроотрицательностей элементов
Связь

NaCl
3-0.9 = 2.1
Ионная

MgCl2
3-1.2 = 1.8
Близка к ионной

AlCl3
3-1.5 = 1.5
Близка к ионной

SiCl4
3-1.8 = 1.2
Полярная

PCl3
3-2.1 = 0.9
Полярная

SCl4
3-2.5 = 0.5
Слабо полярная

Cl2
3-3 = 0
Неполярная

466. Образование ионной связи характеризуется очень сильным смещением электронной плотности к одному из атомов. 100%-я ионная связь не может быть образована, т.к. не может быть полного перехода электронов от одного атома к другому. В наиболее ионных соединениях доля ковалентности не превышает 10%. Наиболее ионным соединением является FrF, т.к. разница в электроотрицательностях этих элементов максимальна.
467. Поляризующим действием иона называется способность иона деформировать электронную оболочку атома, с которым образована химическая связь. Поляризуемостью иона называется способность его электронной оболочки деформироваться под действием электромагнитного поля атома, с которым образована химическая связь. Чем больше заряд иона и меньше его радиус, тем больше его поляризующее действие и меньше поляризуемость. Соответственно, чем меньше заряд иона и больше его радиус, тем меньше его поляризующее действие и больше поляризуемость. Радиус Ве меньше радиуса Ва, поэтому Ве2+ имеет большую поляризующую способность. Радиус алюминия больше радиуса железа, поэтому Fe2+ имеет большую поляризуемость. Радиус атома калия больше радиуса атома серебра и, кроме того, катион серебра имеет 18-электронный внешний слой (что также усиливает поляризующее действие), поэтому Ag+ поляризует связь больше. Радиус аниона фтора меньше, чем анион иода, соответственно, поляризуемость иода выше. Ион Те2- крупнее иона S2-, следовательно ион теллура поляризуется сильнее.
468. Из катионов наибольшим поляризующим действием, как известно, обладает водород. Поляризующим действием иона называется способность иона деформировать электронную оболочку атома, с которым образована химическая связь, т.е. делать связь менее устойчивой. Из-за того, что водород сильнее деформирует связь, чем катион любого металла, кислоты разрушаются легче (при меньшей температуре), чем соответствующие соли.
469. Поскольку радиус катиона кадмия меньше радиуса катиона кальция, катион кадмия имеет более сильное поляризующее действие. Поляризующим действием иона называется способность иона деформировать электронную оболочку атома, с которым образована химическая связь, т.е. делать связь менее устойчивой. Из-за того, что кадмий сильнее деформирует связь, чем кальций, соли кадмия разрушаются легче (при меньшей температуре), чем соответствующие соли кальция.
470. Fe, Cu, Pb - это вещества с металлической связью. Металлическая связь отличается от ковалентной тем, что в случае металлической связи часть электронов способна свободно перемещаться по всему объему куска металла. Кроме того при образовании металлической связи атомы не связаны друг с другом локализованными двухэлектронными связями. Способность металлов проводить электричество и тепло есть следствие именно наличия электронов, легко перемещающихся в металле. Пластичность металлов объясняется способностью металлической решетки деформироваться при механическом воздействии без разрыва связей. При повышении температуры возбуждаются электроны с глубинных слоев атомов металлов, в результате вакантных орбиталей для свободного перемещения электронов становится меньше - уменьшается электропроводность.

3.4. Межмолекулярное взаимодействие. Агрегатное состояние вещества.
471. Водородная межмолекулярная связь образуется в том случае, когда молекула содержит водород, связанный с сильно электроотрицательным атомом (O, F, N, Cl). При этом электронная плотность оттягивается от водорода на соседний атом и образуется внутримолекулярный диполь. Две и более молекулы способны притягиваться друг к другу за счет взаимодействия разноименных полюсов этих диполей. Образование водородных связей возможно между HF.
472. Водородная межмолекулярная связь образуется в том случае, когда молекула содержит водород, связанный с сильно электроотрицательным атомом (O, F, N, Cl). При этом электронная плотность оттягивается от водорода на соседний атом и образуется внутримолекулярный диполь. Чем более электроотрицательный атом связан с водородом, тем сильнее водородная связь, поэтому наибольшая энергия водородных связей между HF, а наименьшая между NH3.
473. Аномально высокая температура кипения плавиковой кислоты объясняется наличием между ее молекулами водородных связей. Водородная межмолекулярная связь образуется в том случае, когда молекула содержит водород, связанный с сильно электроотрицательным атомом (O, F, N, Cl). При этом электронная плотность оттягивается от водорода на соседний атом и образуется внутримолекулярный диполь. Две и более молекулы способны притягиваться друг к другу за счет взаимодействия разноименных полюсов этих диполей.
474. Аномально высокая растворимость в воде плавиковой кислоты по сравнению с соляной кислотой объясняется наличием между молекулами HF водородных связей. Молекулы воды также притянуты друг к другу водородными связями. Между HF и H2O возможно сильное межмолекулярное взаимодействие, а между водой и HCl межмолекулярное взаимодействие гораздо слабее. В результате растворимость фтороводорода выше.
475. Аномально высокая растворимость в воде аммиака по сравнению с фосфином объясняется наличием между молекулами NH3 водородных связей. Молекулы воды также притянуты друг к другу водородными связями. Между NH3 и H2O возможно сильное межмолекулярное взаимодействие, а между водой и PH3 межмолекулярное взаимодействие гораздо слабее. В результате растворимость аммиака выше.
476. Аномально высокая растворимость в воде серной кислоты по сравнению с соляной кислотой объясняется наличием между молекулами H2SO4 водородных связей. Молекулы воды также притянуты друг к другу водородными связями. Между H2SO4 и H2O возможно сильное межмолекулярное взаимодействие, а между водой и HCl межмолекулярное взаимодействие гораздо слабее. В результате растворимость серной кислоты выше соляной.
477. Природа водородных связей электростатическая, а при образовании ковалентной связи взаимодействие настолько сильное, что электронные оболочки атомов перекрываются, поэтому длина ковалентной связи во много раз меньше водородной. Димер H2F2 представляет собой две молекулы плавиковой кислоты притянутые друг к другу водородной связью. Н-F---F-H. Водородная связь HF гораздо длиннее ковалентных связей HF.
478. С увеличением молекулярной массы температура кипения однотипных веществ увеличивается. Однако, в предложенном ряду температура кипения воды имеет аномально высокое значение из-за наличия между молекулами Н2О водородных связей. Дополнительное связывание между молекулами приводит к увеличению температуры кипения воды, поэтому ее температура кипения не укладывается в типичную закономерность.
479. Водородные связи между молекулами воды имеют крайне важное значение, поскольку, благодаря этому дополнительному взаимодействию, вода при н.у. жидкая, обладает упорядоченностью ближнего порядка и некоторыми другими полезными свойствами. Если бы водородные связи отсутствовали, вода при н.у. была газообразной, и жизнь в том виде, в котором она существует сейчас, вряд ли была.
480. Внутримолекулярная связь имеет место в соединении13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415. Внутримолекулярная связь изменяет валентные углы, немного увеличивает температуру его кипения.
481. 1) Водородная связь не является разновидностью ковалентной, т.к. при ее образовании не происходит образования электронных пар, перекрывания электронных облаков и энергия водородной связи намного меньше энергии ковалентной связи. 2) Донорно-акцепторный механизм - это один из видов образования ковалентной связи, а водородная связь не является ковалентной. 3) Метод МО описывает образование молекул, а при образовании водородной связи новых молекул не образуется.
482. Вандерваальсовским взаимодействием называются такие взаимодействия, как дисперсионное, индукционное и ориентационное. Вандерваальсовское взаимодействие осуществляется за счет электростатических сил, в то время как химические связи образуются при взаимодействии электронов. Дисперсионное взаимодействие наблюдается, например, между молекулами хлора, атомами благородных газов. При увеличении размера атома увеличивается дисперсионное взаимодействие - увеличивается температура кипения вещества. Индукционное взаимодействие осуществляется, например, между полярными молекулами воды и неполярными молекулами спирта, что соответствует процессу растворения спирта в воде. Ориентационное взаимодействие осуществляется, например, между полярными молекулами аммиака. Данный вид взаимодействия ответственен за увеличение температуры кипения веществ.
483. Вандерваальсовским взаимодействием называется взаимодействие молекул, которое осуществляется за счет электростатических сил. Переход в конденсированное состояние Ne, N2, Cl2 обусловлен дисперсионным взаимодействием. Переход в конденсированное состояние HI, BF3, H2O обусловлен ориентационным взаимодействием.
484. Универсальным взаимодействием, действующим между всеми молекулами, является дисперсионное взаимодействие: образование между молекулами мгновенных микродиполей.
485. Вандерваальсовское взаимодействие делится на три вида. 1) Дисперсионное взаимодействие: образование между молекулами мгновенных микродиполей. Синхронное появление и исчезновение микродиполей разных молекул приводит к их взаимному притяжению. 2) Ориентационное взаимодействие проявляется между полярными молекулами. В результате беспорядочного теплового движения молекул при сближении их друг с другом одноименно заряженные концы диполей взаимно отталкиваются, а противоположные притягиваются. Чем более полярны молекулы, тем сильнее они притягиваются и тем самым больше ориентационное взаимодействие. 3) Индукционное взаимодействие молекул осуществляется за счет их индуцированных диполей. При сближении полярной и неполярной молекул неполярная молекула деформируется, и в ней наводится индуцированный дипольный момент, в результате молекулы притягиваются. Не способны к индукционному и ориентационному взаимодействию неполярные молекулы N2, Ar, He, Cl2.
486. Дисперсионное взаимодействие: H2 + O2, H2 + H2O, H2O + NH3, NH3 + NF3, NF3 + BF3, HCl + HCl, HF + HF. Индукционное взаимодействие: H2 + H2O, H2O + NH3, NH3 + NF3, NF3 + BF3, HCl + HCl, HF + HF. Ориентационное взаимодействие: H2O + NH3, NH3 + NF3, NF3 + BF3, HCl + HCl, HF + HF.
487. При повышении порядкового номера благородного газа возрастает размер атома - увеличивается дисперсионное взаимодействие между атомами - в результате увеличивается температура кипения.
488. Увеличение температуры кипения в ряду BF3, BCl3, BBr3, BI3, объясняется ростом вклада дисперсионного взаимодействия между молекулами при увеличении их размеров. Дисперсионное взаимодействие: образование между молекулами мгновенных микродиполей. Синхронное появление и исчезновение микродиполей разных молекул приводит к их взаимному притяжению. Ориентационное взаимодействие проявляется между полярными молекулами. В результате беспорядочного теплового движения молекул при сближении их друг с другом одноименно заряженные концы диполей взаимно отталкиваются, а противоположные притягиваются. Чем более полярны молекулы, тем сильнее они притягиваются и тем самым больше ориентационное взаимодействие. Индукционное взаимодействие молекул осуществляется за счет их индуцированных диполей. При сближении полярной и неполярной молекул неполярная молекула деформируется, и в ней наводится индуцированный дипольный момент, в результате молекулы притягиваются. Обсуждение таблицы: не способны к индукционному и ориентационному взаимодействию неполярные молекулы, поэтому между Ar и СО действует только дисперсионное взаимодействие. Молекула HCl мало полярная, поэтому вклад дисперсионного взаимодействия больше, чем ориентационного и индукционного, в то время как для полярных молекул воды и аммиака наблюдается обратная закономерность.
489. В методичке нет условия
490. Ион-дипольным взаимодействием называется индукционные силы Вандерваальса. Индукционное взаимодействие молекул осуществляется за счет их индуцированных диполей. При сближении полярной и неполярной молекул неполярная молекула деформируется, и в ней наводится индуцированный дипольный момент, в результате молекулы притягиваются. К+ + H2O, H2O + NH4+, NH3 + NF3, NF3 + BF3, H+ + HCl, HF + HF. Оно проявляется, например, при растворении спирта в воде.
491. Данный вид межмолекулярного взаимодействия описывает ориентационные силы Вандерваальса. Взаимодействие происходит при диссоциации сильного электролита (NaCl) в воде.
492. При образовании гидратов и клатратов между частицами и молекулами воды действуют силы Вандерваальса. При образовании связи между водой и полярной молекулой (NH3*H2O, H2SO4*H2O, H2SO4*2H2O, CuSO4*5H2O) действуют ориентационные силы, а между водой и неполярной молекулой (Ar*8H2O) - индукционное взаимодействие.
493. Уравнение Вандерваальса: 13 EMBED Equation.3 1415, где а/V2 - поправка на давление, b - поправка на объем реального газа.
494. Агрегатные состояния: твердое (в свободном состоянии не твердое тело изменяет форму и объем) жидкое (в свободном состоянии жидкое тело принимает форму сосуда, в котором находится, но не изменяет объем) газообразное (в свободном состоянии принимает форму сосуда, в котором находится, может изменять объем).
495. Кристаллическое состояние характеризуется наличием дальнего порядка в решетке, в то время как аморфное состояние вещества определяется как отсутствие дальнего порядка в объеме. Аморфные вещества обладают значительной вязкостью, а кристаллические практически не вязкие. Кристаллические вещества классифицируются на ионные (ионная связь: решетка NaCl), ковалентные (ковалентная связь: решетка PbO), молекулярные (молекулярная связь, решетка СО2), металлические (металлическая связь: решетка Fe).
496. Поваренная соль: NaCl (ионная связь - ионная решетка), алмаз и графит: С (ковалентная связь, ковалентная кристаллическая решетка), кремнезем: SiO2 (ковалентная связь, ковалентная кристаллическая решетка), железо: Fe (металлическая связь - металлическая решетка), сухой лед: СО2 (молекулярная связь - молекулярная кристаллическая решетка).
497. Необходимо все три порошка разместить в разные сосуды с дистиллированной водой. Сразу идентифицировать не растворившийся песок. Затем в оставшиеся сосуды опустить разомкнутые концы электрической цепи, в которую включена лампочка. Т.к. раствор хлорида натрий проводит электрический ток, то в сосуде, содержащем NaCl цепь замкнется и лампочка загорится. Раствор с сахаром - это оставшийся третий сосуд.
498. Дальтониды - NaCl, CaF2, MgO. Бертоллиды - TiO0.8-1.7, CuxOy, MnS0.9-1.1. Бертоллиды имеют переменный состав, т.к. их кристаллические решетки имеют очень высокую дефектность - выпадение атомов из узлов решетки, либо, наоборот, внедрение атомов в решетку. В зависимости от степени и вида дефектности меняется состав бертоллида.
499. Полиморфизм - способность вещества при определенных температурах и давлениях образовывать в твердом состоянии различные типы кристаллических структур. Например, SiC имеет более сорока модификаций, у олова их две - белое и серое. Изоморфизм - сходство пространственной структуры и химической природы веществ. Например, медь и серебро имеют одинаковую структуру решетки - гцк. Полиморфные модификации: диоксид кремния - 3 (кварц, кристобаллит, тридимит), фторид кальция - 2, железо - 4 (
·,
·,
·,
·).
500. Идеальным называется кристалл, не имеющий дефектов. Реальные кристаллы содержат поверхностные (дислокации, гряды, ступеньки и т.д.) и объемные дефекты (внедрения, замещения, вычитания). Наличие дефектов сильно изменяет свойства кристаллов: меняется ковкость, пластичность, электро- и теплопроводность. Химическая активность дефектных структур обычно увеличивается.

Блажен лишь тот, кто по утру
Имеет стул без принужденья
Тому и пища по нутру
И прочие мирские наслажденья.
13 EMBED PBrush 1415

13 EMBED PBrush 1415

13 EMBED ChemDraw.Document.5.0 1415



Root EntryEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation Nativeр р
·
·
·
·
·р р
·
·
·
·
·
·р рр р
·
·
·
·
·
·
·
·
·р р
р  р
·
·
·
·
·
·
·
·р р
·
·
·
·
·
·р рр р
·
·
·
·р рр рр р
р р
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·р рр р
·
·
·
·
·р р
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·р р
р  р
·
·
·
·
·
·
·
·Equation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeEquation NativeArial Cyr1"ИArial Cyr1"ИArial Cyr1"ИArial Cyr1.рTimes New Roman1.рTimes New Roman1"бArial Cyr1"бArial Cyr1"б
·
·Arial Cyr1"бArial Cyr1"б
·
·Arial Cyr1"бArial CyrО/15
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·#,##0"р.";[Red]\-#,##0"р."О;

·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·#,##0.00"р.";[Red]\-#,##0.00"р."Оk*3
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·_-* #,##0_р_._-;\-* #,##0_р_._-;_-* "-"_р_._-;[email protected]_-О{,;
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·
·_-* #,##0.00_р_._-;\-* #,##0.00_р_._-;_-* "-"??_р_._-;[email protected]_-О#¤

Приложенные файлы

  • doc 26690278
    Размер файла: 2 MB Загрузок: 0

Добавить комментарий