КР основной для печати в работе Химия. Основные понятия и законы химии
 Скачать 0.54 Mb.
|
|
ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ Какое количество вещества 80,0 г NaOH; 15,2 г K2CO3  NaOH=80,0 г Из таблицы берем значения масс калия , углерода и кислорода. Масса Na равна 23 грамм. Масса O равна 16 грамм . Масса H равна 1 грамм. Вычислим массу на 1 количество вещества( моль). Посчитаем массу 23+16+1=40 грамм. Сделаем пропорцию. Значит 1 моль весит 40 грамм . А х моль весит 80 Найдем отсюда х Х= 80/40= 2 моль Значит, количество вещества равна 2 моль 15,2 г K2CO3 Из таблицы берем значения масс калия , углерода и кислорода. Масса K равна 39 грамм. Масса С равна 12 грамм . Масса O равна 16 грамм. Вычислим массу на 1 количество вещества( моль) В молекуле 2 калия 1 углерод и 3 кислорода . Посчитаем массу 2•39+12•1+3•16=78+12+48=138 грамм. Сделаем пропорцию. Значит 1 моль весит 138 грамм . А х моль весит 13,8 Найдем отсюда х Х=15,2/138=0,11 Значит, количество вещества равна 0,11 моль 2. СТРОЕНИЕ АТОМА И ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ Напишите электронную формулу нейтрального атома и атома в определенной степени окисления. Исходя из электронной формулы элемента, определите наиболее устойчивые степени окисления, приведите формулы оксидов, которые данный элемент может образовать. Укажите характер оксидов и возможные гидратные соединения, которые могут быть образованы при взаимодействии оксидов с водой. Укажите, какие элементы являются электронными аналогами данного элемента, запишите их общую электронную формулу. Fe, Fe3+ Fe 1s22s22p63s23p63d64s2 Fe3+ 1s22s22p63s23p63d5 Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 Fe3+: 1s22s22p63s23p64s23d3 Атомы железа в соединениях имеют степени окисления 6, 5, 4, 3, 2, 1, 0, -1, -2. Степень окисления иона Fe3+ = 3 реагирует с кислородом, в зависимости от температуры и концентрации кислорода могут образовываться различные продукты или смесь продуктов окисления железа (FeO, Fe2O3, Fe3O4): 3Fe + 2O2 = Fe3O4; окисление железа при низких температурах: 4Fe + 3O2 = 2Fe2O3; реагирует с водяным паром: 3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2; ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ Определите тепловые эффекты реакций, указанных в табл. Значения энтальпий образования веществ возьмите в табл. 2 приложения.
Fe2O3(к) + 3H2(г) = 2Fe(к) + 3H2O(г) ΔH0298 (х.р.) =Σ ΔH0298 (прод.) –Σ ΔH0298(исх.) = =3⋅(-241.83)-(-822.1)=3⋅(-241.83)-(-822.1)=96.61 кДж ΔS0298 (х.р.) = ΔS0298 (прод.) - ΔS0298 (исх.) =2⋅27.2+3⋅188.72-(89.96+3⋅130.59)= = 2⋅27.2+3⋅188.72-(89.96+3⋅130.59)=138.83 Дж/моль⋅К =0.13883 кДж/моль⋅К b) Fe2O3(к) + 3C(к) = 2Fe(к) + 3CO(г) ∆H°(Fe2O3) = – 822,2 кДж/моль ∆H°(C) = 0 кДж/моль ΔН°(Fe) = 0 кДж/моль ∆H°(CO) = – 110,5 кДж/моль S°(Fe2O3) = 87,4 Дж/(моль*K) S°(С) =0 Дж/(моль*K) S°(СО) = 197,5 Дж/(моль*K) S°(Fe) = 0 Дж/(моль*K) ΔH0298 (х.р.) =Σ ΔH0298 (прод.) –Σ ΔH0298(исх.) = -331,5 -(-822.1) =490.6 Дж ΔS0298 (х.р.) = ΔS0298 (прод.) - ΔS0298 (исх.) =592,5- 87,5⋅ 3=417,5 Дж/моль⋅К =0.4175 кДж/моль⋅К 4. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ Как изменится скорость прямой реакции к моменту, когда прореагирует 50 % вещества I2, если начальные концентрации составляют [H2] = 1,5; [I2] = 1,0 моль/л (табл.). Во сколько раз изменятся скорости прямой и обратной реакции, если изменить давление в 2 раза?
Скоростью химической реакции u называют число элементарных актов взаимодействия, в единицу времени, в единице объема для гомогенных реакций или на единице поверхности раздела фаз для гетерогенных реакций. Среднюю скорость химической реакциивыражают изменением количества вещества n израсходованного или полученного вещества в единице объема V за единицу времени t. Концентрацию выражают в моль/л, а время в минутах, секундах или часах. υ = ± dC/dt, где C – концентрация, моль/л Единица измерения скорости реакции моль/л·с Если в некоторые моменты времени t1 и t2 концентрации одного из исходных веществ равна с1 и с2, то за промежуток времени Δt = t2 – t1 , Δc = c2 – c1
Если вещество расходуется, то ставим знак «-», если накапливается – «+» Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, концентрации, температуры, присутствия катализаторов, давления (с участием газов), среды (в растворах), интенсивности света (фотохимические реакции). Зависимость скорости реакции от природы реагирующих веществ. Каждому химическому процессу присуще определенное значение энергии активации Еа. Причем, скорость реакции. тем больше, чем меньше энергия активации. В реакции: H2(г) + I2(г) = 2HI(г) υпрям = k×[H2] ×[l2]; υобр = k×[Hl]2 υпрям2= k×[H2] ×[l2]= 1,5 × 1= 1,5 при исходной концентрации υпрям2= k×[H2] ×[l2]= 1,5 × 0,5= 0,75 при 50% концентрации При увеличении давления в 2 раза концентрация веществ увеличится тоже в 2 раза и скорость реакции станет равна: υпрям2= k×[H2] ×[l2]= 1,5 × 1= 1,5 × 2 =3 в 3 раза возрастёт при исходной концентрации υпрям2= k×[2H2] ×[2l2] υпрям2/ υпрям1= k×[2H2] ×[2l2]/k×[H2] ×[l2] = k×[2H2] ×[2l2]/k×[H2] ×[l2]= 1,5 υпрям возрастает в 1,5 раза. 5. СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРА Какую массу вещества необходимо взять для приготовления V мл раствора с определенной концентрацией, если плотность раствора ρ известна?
1) Находим молярную массу бария гидроксида: М (Ba(OH)₂)= 137 + 2·16 + 2·1= 171 г/моль. 2) Фактор эквивалентности для бария гидроксида равен f = 1/2. Тогда молярная масса эквивалента равна: Мэ(Ba(OH)₂) = ½ · 171 = 85,5 г/моль-экв 3) 100 мл раствора содержит 1 моль концентрации бария гидроксида или: m(Ba(OH)₂) = 0,1 * 85,5 = 8,55 г 4) Находим массу 100 мл данного раствора: m(p-p) = ρ * V = 1,153 * 100= 115,3 г 6. СВОЙСТВА РАСТВОРОВ Определите температуры кипения и кристаллизации раствора неэлектролита, содержащего массу вещества (m) в данном объеме воды (V). Криоскопическая константа воды равна 1,86, эбуллиоскопическая 0,52º. Плотность воды 1 г/мл.
Понижение температуры кристаллизации раствора неэлектролита по сравнению с температурой начала кристализации чистого растворителя рассчитывается по формуле:  где  - криоскопическая константа растворителя,  - моляльная концентрация раствора неэлектрлита (т.е количество моль растворенного вещества в растворителе).Найдем молярность. М(  ) = 46,069 г/моль.Cm= m * 1000 / M * 200 = 1,5 * 1000 / 46,069 * 200= 0,163 (моль/кг) Поэтому t = 1,86 × 0, 163= 0,3 Поскольку температура начала кристаллизации чистого растворителя (воды) равна 0 град. Цельсия, то данный раствор начинает замерзать при -0,3 град. Цельсия. ΔΤ =ε *n где-ε -эбул .константа растворителя n -моляльная концентрация растворенного вещества М( ) = 46,069 г/моль.ΔΤboil =ε *n = 46,069 * 0,52 = 23,96 t = 100 +ΔΤboil = 76,04 оC 7. ИОННЫЕ РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ № 526–575. По приведенным в табл. данным вычислите величину, обозначенную в качестве вопроса.
8. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ № 626–666. Для следующих реакций укажите окислитель и восстановитель. Пользуясь методом электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций.
6P + 5HClO3 + 9H2O → 6H3PO4 + 5HCl Po - 5e → P+5 | 5 | 6 восстановитель (окисляется) Cl+5 + 6e → Cl- | 6 | 5 окислитель (восстанавливается) 5H3AsO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5H3AsO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O As+3 - 2e → As+5 | 2 | 5 восстановитель (окисляется) Mn+7 + 5e → Mn+2 | 5 | 2 окислитель (восстанавливается) 9. ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ№ 722–750. Составьте схему гальванического элемента из металлических электродов М1 и М2, находящихся в растворах собственных солей с концентрациями ионов С1 и С2.Напишите уравнения электродных процессов и токообразующей реакции. Рассчитайте ЭДС при 298 К двумя способами. Значения стандартных электродных потенциалов и энергий Гиббса приведены в табл.3 и табл.7 приложения.
СMn2+=10-2моль/л, СFe2+= 10-2 моль/л. Пользуясь уравнением Нернста, вычисляем значения электродных потенциалов марганца и железа в растворах заданной концентрации:   E (Mn2+/Mn0) < E (Fe2+/Fe0), следовательно, более активным металлом является марганец, он будет отрицательным электродом – анодом, а железо – катодом. Таким образом, Mn – анод (А) и Mn – восстановитель, Fe – катод. (-)Мn | MnSO4 || FeSO4 | Fe (+) Электроны двигаются от марганеца к железу. ЭДС гальванического элемента Запишем электронные уравнения процессов, протекающих на электродах, и составим суммарное уравнение. (-) (А) Mn0 — 2e = Mn2+ — процесс окисления; (+)(K) Fe2+ + 2e = Fe0 — процесс восстановления. Mn0+ Fe2+= Mn2+ + Fe0 Рассчитываем ЭДС гальванического элемента:  10. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ И МЕТОДЫ ЗАЩИТЫ ОТ КОРРОЗИИ №771–794. Составьте уравнения анодного и катодного процессов, протекающих при контактной коррозии двух металлов в нейтральном и кислом растворах. Укажите состав продуктов коррозии в каждом случае. Значения стандартных электродных потенциалов возьмите в табл.7 приложения.
В присутствии растворенного кислорода – кислородная деполяризация: Анод: Zn – 2e- → Zn2+ Катод: 2H2O + O2 + 4e- → 4OH– В отсутствие растворенного кислорода – водородная деполяризация: Анод: Zn – 2e- → Zn2+ Катод: 2H2O + 2e- → H2↑ + 2OH- В месте контакта двух металлов корродирует более активный металл. Происходит отток электронов от более активного металла к менее активному. Металл тем активнее, чем более отрицателен его электродный потенциал. В таблице электродных потенциалов найдем: EZn2+/Ag = — 0,28 В В данном случае, цинк корродирует быстрее в контакте с серебром, так как является самым неактивным. В образовавшейся паре роль анода выполняет цинк.   | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||