химия. Решение. 1 моль вещества содержит 6,0210 23 (число Авогадро) молекул. Тогда 10 24 молекул азота содержатся в моль азота

• Название: Решение. 1 моль вещества содержит 6,0210 23 (число Авогадро) молекул. Тогда 10 24 молекул азота содержатся в моль азота
• Дата: 13.05.2022
• Размер: 40.56 Kb.
• Имя файла: химия.docx
• Тип: Решение; #527538

Задача 1. Рассчитать массу и объем 10²⁴ молекул азота при температуре 250⁰ С и давлении 170,5 кПа

Решение.

1 моль вещества содержит 6,02*10²³ (число Авогадро) молекул. Тогда 10²⁴ молекул азота содержатся в моль азота.

Молярная масса азота равна 14,007*2 = 28,01 г/моль. Тогда масса 10²⁴ молекул азота равна



Объём 10²⁴ молекул азота вычислим по уравнению Менделеева – Клапейрона:

PV = nRT, отсюда


Ответ: 46,51 г; 42,4 л.

Задача 2. В какой массе NаОН содержится столько же эквивалентов, сколько и в 140 г КОН?

Решение.

Молярная масса КОН равна 56 г/моль.

В 140 г КОН содержится 140/56 = 2,50 моль.

Молярная масса NаОН равна 40 г/моль

Тогда масса 2,50 моль NаОН равна

2,50*40 = = 100 г

Ответ: 100 г.

Задача 3. По порядковому номеру элемента составить электронную формулу его атома. Определить природу элемента и валентные электроны. Указать квантовые числа для трех последних электронов. Охарактеризовать местоположение в периодической таблице Д. И. Менделеева. Сравнить электроотрицательности, атомные радиусы и энергии ионизации между элементом и соседними элементами в группе и периоде. Определить состав атома (количество электронов, протонов и нейтронов).

81, 39.

Решение.

В соответствии с принципом наименьшей энергии порядок заполнения атомных орбиталей для элемента 81 имеет вид: 1s²2s²2р⁶3s²3р⁶4s²3d¹⁰4р⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f¹⁴5d¹⁰6p¹. Так как последним заполняется p-подуровень, то элемент является p-элементом и его валентными электронами будут 6s²6p¹:

6s

↑↓

6p

↑

Квантовые числа 6s-электронов:

главное n=6;

орбитальное l = 0;

магнитное m_l = 0;

спин s = +1/2 и –1/2 соответственно.

Квантовые числа 6р-электрона:

главное n=6;

орбитальное l =1;

магнитное m_l = –1 (первое из возможных);

спин s = +1/2 или –1/2 соответственно.

Элемент 81 находится в 13 группе 6 периода Периодической системы элементов, это таллий.

В пределах периода энергия ионизации и электроотрицательность возрастают слева направо, поэтому энергия ионизации и электроотрицательность элемента 81 будут выше, чем у элемента 80, но ниже, чем у элемента 82.

В пределах группы энергия ионизации и электроотрицательность убывают сверху вниз, поэтому энергия ионизации и электроотрицательность элемента 81 будут ниже, чем у его соседа сверху, но выше, чем у соседа снизу.

Атомные радиусы в пределах периода снижаются с увеличением заряда ядра, поэтому радиус атома элемента 81 будет выше, чем у элемента 82, но ниже, чем у элемента 80. В пределах группы атомные радиусы возрастают сверху вниз, поэтому радиус атома нашего элемента 81 будет выше, чем у его соседа сверху, но ниже, чем у соседа снизу.

Природный таллий состоит из двух стабильных изотопов: ²⁰⁵Tl  и ²⁰³Tl . 

Число протонов и электронов в атомах обоих изотопов равно порядковому номеру элемента 81.

Число нейтронов равно разности массового числа и заряда ядра (порядкового номера, или числа протонов). Для ²⁰⁵Tl  число нейтронов равно 205 – 81 = 124, а для  ²⁰³Tl  число нейтронов равно 203 – 81 = 122.
В соответствии с принципом наименьшей энергии порядок заполнения атомных орбиталей для элемента 39 имеет вид: 1s²2s²2р⁶3s²3р⁶4s²3d¹⁰4р⁶5s²4d¹. Так как последним заполняется d-подуровень, то элемент является d-элементом и его валентными электронами будут 5s²4d¹:

5s

↑↓

4d

↑

Квантовые числа 5s-электронов:

главное n=5;

орбитальное l = 0;

магнитное m_l = 0;

спин s = +1/2 и –1/2 соответственно.

Квантовые числа 4d-электрона:

главное n=4;

орбитальное l =2;

магнитное m_l = –2 (первое из возможных);

спин s = +1/2 или –1/2 соответственно.

Элемент 39 находится в 3 группе 4 периода Периодической системы элементов, это иттрий.

В пределах периода энергия ионизации и электроотрицательность возрастают слева направо, поэтому энергия ионизации и электроотрицательность элемента 39 будут выше, чем у элемента 38, но ниже, чем у элемента 40.

В пределах группы энергия ионизации и электроотрицательность убывают сверху вниз, поэтому энергия ионизации и электроотрицательность элемента 39 будут ниже, чем у его соседа сверху, но выше, чем у соседа снизу.

Атомные радиусы в пределах периода снижаются с увеличением заряда ядра, поэтому радиус атома элемента 39 будет выше, чем у элемента 40, но ниже, чем у элемента 38. В пределах группы атомные радиусы возрастают сверху вниз, поэтому радиус атома нашего элемента 39 будет выше, чем у его соседа сверху, но ниже, чем у соседа снизу.

Иттрий — моноизотопный элемент, в природе представлен одним стабильным нуклидом ⁸⁹Y. 

Число протонов и электронов в атоме иттрия равно порядковому номеру элемента 39.

Число нейтронов равно разности массового числа и заряда ядра (порядкового номера, или числа протонов). Для иттрия число нейтронов равно 89 – 39 = 50.

Задача 4. Кристаллический хлорид аммония образуется при взаимодействии газообразных аммиака и хлорида водорода. Написать термохимическое уравнение этой реакции и вычислить ее тепловой эффект. Сколько теплоты выделится, если в реакции было израсходовано 10 л аммиака (н. у.)?

Решение.

Термохимическое уравнение реакции:

NH_3(Г) + HCl_(Г) = NH₄Cl_(KP) + Q

Для расчёта теплового эффекта выпишем из термодинамических таблиц стандартные энтальпии образования компонентов реакции:

ΔН⁰_обр (NH_3(г)) = –45,94 кДж/моль

ΔН⁰_обр (HCl_(г)) = –92,31 кДж/моль

ΔН⁰_обр (NH₄Cl_(кр)) = –314,22 кДж/моль

Тогда в соответствии с законом Гесса изменение энтальпии в ходе реакции равно:

ΔН⁰_р = ΔН⁰_обр.NH4Cl + ΔН⁰_обр.Н2 – (ΔН⁰_обр.HCl + ΔН⁰_обр.NH3)

ΔН⁰_р = –314,22 – ((-92,31) + (-45,94)) = -175,97 кДж/моль

Тогда тепловой эффект реакции равен

Q = – ΔН⁰_р = 175,97 кДж/моль

Тогда термохимическое уравнение реакции будет выглядеть так:

NH_3(Г) + HCl_(Г) = NH₄Cl_(KP) + 175,97 кДж/моль

1 моль аммиака при н.у. занимает объём 22,4 л.

Тогда при расходе 10 л аммиака выделится теплоты

175,97*10/22,4 = 78,56 кДж
Ответ: 78,56 кДж

Задача 5. Рассчитать изменение стандартной свободной энергии Гиббса и сделать вывод о направлении процесса при указанной температуре. Рассчитать температуру равной вероятности прямого и обратного процессов. Сделать вывод о направлении процесса выше и ниже этой температуры.

СО_(г) + Н₂О_(г) ↔ СО_2(г) + Н_2(г); 650⁰ С

Решение.

Из термодинамических таблиц выписываем стандартные энтальпии образования и стандартные энтропии веществ:

Функция	СО(г)	Н2О(г)	СО2(г)	Н2(г)
ΔН0обр, кДж/моль	–110,5	–241,8	–393,5	0
S0, Дж/(моль*К)	197,4	189	213,6	130,1

Находим стандартные энтальпию и энтропию реакции

СО_(г) + Н₂О_(г) ↔ СО_2(г) + Н_2(г)

ΔН⁰_р = ΔН⁰_обр.СО2 + ΔН⁰_обр.Н2 – (ΔН⁰_обр.СО + ΔН⁰_обр.Н2О)

ΔН⁰_р = –393,5 + 0 – ((-110,5) + (-241,8)) = -41,2 кДж/моль

ΔS⁰_р = S⁰_СО2 + S⁰_Н2 – (S⁰_СО + S⁰_Н2О)

ΔS⁰_р = 213,6 + 130,1 – (197,4 + 189) = -42,7 Дж/(моль*К)

Находим стандартную энергию Гиббса:

ΔG^о_p = ΔН⁰_р – T* ΔS⁰_р

ΔG^о_p = -41,2 – (650+298)*(-42,7*10^–3) = -0,720 кДж/моль = -720 Дж/моль<0

Следовательно, при температуре 650^оС процесс термодинамически возможен.

Находим равновесную температуру:



Так как ΔН⁰_р<0 и ΔS⁰_р<0, то прямая реакция возможна при температурах ниже равновесной, то есть прямая реакция возможна до температуры 692 К, а при температуре выше 692 К реакция невозможна.

Ответ: ΔG^о_p = -720 Дж/моль. Реакция возможна при температурах ниже 965 К.

Задача 6. При понижении температуры на 20⁰ С скорость гомогенной реакции понизилась в 10 раз. Как изменится скорость данной реакции при увеличении температуры с 70 до 110⁰ С?

Решение.

Согласно правилу Вант-Гоффа, отношение констант скорости реакции k₂ и k₁, определенных при двух различных температурах Т₂ и Т₁, равно

.

Подставим в это уравнение данные из условия задачи и решим его относительно γ:

,

Отсюда γ = 3,162

Тогда при увеличении температуры с 70 до 110⁰С

= 10² = 100

Ответ: Скорость реакции увеличится в 100 раз.

Задача 7. Рассчитать молярность раствора НNО₃, полученного при смешении 100 мл 12%-го раствора (плотность 1,068 г/мл) и 500 мл 0,05 М раствора азотной кислоты

Решение.

Масса 100 мл 12%-ного раствора НNО₃ равна

100*1,068 = 106,8 г.

Масса азотной кислоты в этом растворе равна

106,8*12/100 = 12,816 г

Молярная масса НNО₃ равна 63 г/моль.

Тогда число молей НNО₃ в 12%-ном растворе равно

12,816/63 = 0,203 моль.

Число молей НNО₃ в 500 мл 0,05 М раствора равно

0,05*0,5 = 0,025 моль

Тогда молярная концентрация НNО₃ в смешанном растворе равна

0,387 моль/л

Ответ: 0,387 моль/л
Задача 8. Рассчитать процентную концентрацию метилового спирта (СН₃ОН) в водном растворе, замерзающем при –17⁰С.

Решение.
По закону Рауля Δt = KC_m находим моляльную концентрацию:

C_m = Δt/K = 17/1.86 = 9,140 моль/кг

Определяем массу метилового спирта, содержащуюся в 1000 г воды:

Молярная масса метилового спирта равна 32 г/моль. Отсюда масса спирта равна 9,140*32 = 301,62 г

Тогда масса раствора равна 301,62 + 1000 = 1301,62 г, а процентная концентрация составит:

W = 301,62*100/1301,62 = 5,37%

Ответ: 5,37%


Задача 9. Составить уравнение окислительно-восстановительной реакции с использованием метода электронного баланса; рассчитать массу восстановителя, необходимую для взаимодействия с окислителем, объемом V и концентрацией С.

№ вар.	Восстановитель	Окислитель	Среда	V, мл	С, моль/л
3	KI	KIO3	H2SO4	75	0,90

Решение.

Запишем уравнение окислительно-восстановительной реакции, определим степени окисления иода:

KI^-1 + KI⁺⁵O₃ + H₂SO₄ → I₂⁰ + K₂SO₄ + H₂O

В этой реакции KIO₃ является окислителем, он восстанавливается до молекулярного иода. KI является восстановителем, он окисляется до I₂⁰.

Для расстановки коэффициентов в уравнении воспользуемся методом электронного баланса:

2 I^-1 – 2е^- → I₂⁰ 5

2 I⁺⁵+ 10е^{– →} I₂⁰ 1

Расставим коэффициенты при окислителе и восстановителе, а остальные определим методом подбора.

10KI + 2KIO₃ + 6H₂SO₄ = 7I₂ + 6K₂SO₄ + 6H₂O

Из уравнения реакции видно, что окислитель и восстановитель реагируют в молярном отношении 1:5. Число молей окислителя равно 0,075*0,90 = 0,0675. Тогда число молей восстановителя равно 5*0,0675 = 0,3375.

Молярная масса KI равна 166,0 г/моль. Тогда масса восстановителя, необходимая для взаимодействия с окислителем, равна 0,3375*166,0 = 56,0 г.

Ответ: 56,0 г.


Задача 10. Вычислить потенциал свинцового электрода, погруженного в насыщенный раствор РbSО₄

Решение.

Растворимость РbSО₄ в воде равна, по справочным данным, ‎

0,0045 г/100 мл = 0,045 г/л.

Молярная масса РbSО₄ равна 303,26 г/моль. Тогда молярная концентрация насыщенного раствора равна 0,045/303,26 = 1,48*10^-4 моль/л.

Стандартный электродный потенциал свинцового электрода равен

φ^о(Рb²⁺/Рb^о) = –0,13 В

Тогда по уравнению Нернста, потенциал свинцового электрода равен

φ(Рb²⁺/Рb^о) = φ^о(Рb²⁺/Рb^о) + = φ^о(Рb²⁺/Рb^о) +

φ(Рb²⁺/Рb^о) = –0,13 + = -0,243 B
Задача 11. Через растворы FеСl₂ и СuСl₂ последовательно пропускали ток силой 2 А в течение 20 минут. Какие вещества и в каком количестве выделились на катодах в каждом случае? Написать уравнения электродных процессов

Решение.

Медь в ряду напряжений расположена после водорода (φ⁰ = 0,34 В), поэтому у катода будет происходить разряд ионов Сu²⁺ и выделение металлической меди.: Сu²⁺ + 2e^– → Cu⁰

Количество выделившейся меди вычислим по закону Фарадея:

,

где М – молярная масса металла;

I – сила тока, А;

t - время электролиза, с;

z – число электронов, участвующих в процессе;

F – число Фарадея, F = 96485 А*с/моль

Масса выделившейся меди равна



Железо в ряду напряжений расположено до водорода, поэтому возможно одновременное протекание процессов осаждения железа и выделения водорода из воды:

Fe²⁺ + 2e^– → Fe⁰ (φ⁰ = –0,44 B)

2H₂O + 2e^– → H₂ + 2OH^– (φ⁰ = –0,41 B)

Максимальное теоретически возможное количество выделившегося железа равно



Ответ: медь – 0,796 г; железо – не более 0,696 г.
Задача 12. Написать уравнения электродных процессов, указать состав продуктов коррозии при атмосферной коррозии железа, покрытого никелем, если покрытие а) не нарушено; б) нарушено.

Решение.

Атмосферная коррозия обусловлена воздействием атмосферного кислорода и воды (в виде паров или плёнки). Один из способов защиты железа от атмосферной коррозии – покрытие его слоем менее активного металла, в данном случае никеля: его стандартный электродный потенциал (–0,25 В)выше, чем у железа (–0,44 В).

а) Никелевое покрытие не нарушено. Тогда с атмосферой (кислородом и влагой) взаимодействует только никель, он является анодом. На аноде происходит окисление металла до ионов, на аноде – восстановление кислорода:

А: Ni⁰ – 2e^– → Ni²⁺

К: ½ О₂ + Н₂О + 2е^– → 2ОН^– (в нейтральной среде)

Так как никель 2+ образует нерастворимый гидроксид, он является продуктом коррозии.

б) Никелевое покрытие нарушено. Тогда с атмосферой (кислородом и влагой) взаимодействует наиболее активный металл - железо, оно является анодом. На аноде происходит окисление железа до ионов, на аноде – восстановление кислорода:

А: Fe⁰ – 2e^– → Fe ²⁺

К: ½ О₂ + Н₂О + 2е^– → 2ОН^– (в нейтральной среде)

Так как железо 2+ образует нерастворимый гидроксид, оно является продуктом коррозии.