58 вариант второе исправление. Решение н с о n 1 3 4 7

• Название: Решение н с о n 1 3 4 7
• Дата: 28.09.2021
• Размер: 311.65 Kb.
• Имя файла: 58 вариант второе исправление.docx
• Тип: Решение; #238005

Исправьте замечания в задачах 158,987, 1095.

Номер зачетной книжки 391858

№ 58.

Решение:

Н : С : О : N = 1 : 3 : 4 : 7

Обозначим числа атомов водорода, углерода, кислорода и азота в простейшей формуле вещества соответственно через x, y, z. Атомные массы этих элементов равны соответственно 1, 12, 16 14. Поэтому массы водорода, углерода, кислорода и азота в составе вещества относятся как 1х : 12у : 16z :14 . По условию задачи это отношение имеет вид: 1 : 3 : 4 : 7. Следовательно: 1х : 12у : 16z :14  = 1 : 3 : 4 : 7. 

Тогда



Чтобы выразить полученное отношение целыми числами, разделим все три его члена на наименьший из них:



Таким образом, простейшая формула вещества HxCyOzNa  будет иметь вид: H₄CON₄ или  COH₄N₄.

Ответ:  COH₄N₄.
№ 158.

Внешний квантовый слой имеет строение 6 s²5 d⁵. Атом находится в 6-м периоде, в VII группе, побочной подгруппе. Этот элемент рений Re.

₊₇₅Re ) ) ) ) ) ) электроннаяформула 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p<sup>6

2 8 18 32 13 2</sup> 4 d¹⁰ 4f¹⁴ 5s² 5p⁶ 5d⁵6s²

графическая

формула
1s 2s 2p 3s 3p



3d 4s 4р



4 f5s5р



5d6s
В стационарном состоянии атом имеет 5 неспаренных электронов. Какая при этом Валентность атома при этом валентность рения переменная.

В 1 – м возбужденном состоянии:
графическая

формула
1s 2s 2p 3s 3p



3d 4s 4р



4 f 5s 5р



5d6s 6 р
№ 458.

1. 
   Запишем уравнение реакции а):
   

С₆Н₁₂О_6(к) = 2 С₂Н₅ОН_(ж) + 2 СО_2(г)

Согласно следствию из закона Гесса:

Н_х.р. = [2 · (- 234.8) + 2· (- 393.5)] – (- 1273) = + 16.4 кДж.

2. 
   Изменение энтропии в ходе химической реакции:
   

S = ∑ S₂₉₈^прод. - ∑ S₂₉₈^исх.в-в

S = (2 · 213.6 + 2 · 160.67) = 748.54Дж/К

Энергию Гиббса определим по уравнению:

При Т = 298 К

ΔG = ΔH – TΔS = 16400 – 298 ·748,54 = - 206,66кДж/ моль

3. 
   Запишем уравнение реакции б):
   

С₆Н₁₂О_6(к) + 6 О₂ = 6 Н₂О_(ж) + 6 СО_2(г)

Согласно следствию из закона Гесса:

Н_х.р. = [6 · (- 285.8) + 6 · (- 393.5)] – (- 1273) = - 2802.8 кДж.
S = (6 · 213.6 + 6 · 70.1) – 6 · 205.03 = 51.42 Дж/К.
Энергию Гиббса определим по уравнению:

При Т = 298 К

ΔG = ΔH – TΔS = - 2802800 – 298 ·51,42 = - 2818,12кДж/ моль

Ответ: более вероятная реакция Б).
№ 608.

1. 
   2 NO + O₂ => 2 NO₂
   

^{2 V + 1 V > 2 V}

Запишем выражение константы равновесия: Кр = [NO₂]²/ [NO]²· [O₂]

𝞓H = - 117 кДж, реакция экзотермическая, теплота выделяется.

При понижении температуры равновесие реакции сместится в сторону продуктов реакции, т.к. ΔH < 0.
Реакция идет с уменьшением объемов. При увеличении давления равновесие реакции смещается в сторону ее продуктов, реакция протекает с уменьшением объемов.

При уменьшении температуры константа равновесия увеличивается.

1. 
   3 Fe₂O₃ + CO => CO₂ + 2 Fe₃O₄ Кравн = [СО₂]/ [СО]
   

<sup>0V + 1V=1V + 0V

1V=1V</sup>
а) При повышении температуры равновесие реакции сместится в сторону исходных веществ, т.к. ΔH < 0.
б) При понижении давления равновесие реакции не смещается, реакция протекает без изменения объемов.

Константа равновесия при повышении температуры уменьшается.

2. 
   CaCO_{3 (т)} = CaO _(т) + CO_2(г)
   

^{0 V<0V+ 1 V}

Запишем выражение константы равновесия: Кр = [CO₂]

𝞓H = + 177.65кДж, реакция эндотермическая, теплота поглощается. Повышение температуры смещает равновесие реакции в сторону продуктов реакции

Реакция идет с увеличением объемов. Повышение давления смещает равновесие реакции в сторону исходных веществ

При Т Кр


№ 708.

Решение:

СН₃ОН
По закону Рауля понижение температуры кристаллизации и повышение температуры кипения раствора (∆t) по сравнению с температурами кристаллизации и кипения растворителя выражаются уравнением:



где К – криоскопическая или эбуллиоскопическая константа. Для воды они соответственно равны 1,86 и 0,52⁰; С_m(А) – моляльная концентрация растворенного вещества А, моль/кг.

М(СН₃ОН) = 32 г/моль.

Масса растворителя составит: m = V · ρ = 150 г

Понижение температуры кристаллизации раствора СН₃ОН

находим расчетом: Δt = K · m₁ · 1000/m₂ · M = 1.86 · 80 · 1000 /150 · 32 = 31; вода кристаллизуется при 0⁰С, следовательно, температура кристаллизации раствора  = 0 - 31 = - 31 ⁰С. Находим повышение температуры кипения раствора: Δt = E · m₁ · 1000/m₂ · M = 0.52 · 80 · 1000 / 150 · 32 = 8.7; вода кипит при 100⁰С, следовательно, температура кипения этого раствора:  = 100 + 8,7 = 108,7 ⁰С.
№ 732.

Ответы на вопросы.

1. 
   Электролитическая диссоциация – распад молекул электролита на положительно и отрицательно заряженные ионы – катионы и анионы. Электролиты – вещества, водные растворы которых обладают ионной проводимостью. Неэлектролиты – вещества, водные растворы которых не обладают ионной проводимостью.
   
2. 
   Константа диссоциации – количественная характеристика процесса диссоциации, которая определяется как отношение произведений концентраций ионов, образующихся при диссоциации, к концентрации исходных частиц. Степень диссоциации ( ) – отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул: α = n/N
   

По закону разбавления Оствальда: α = [Кд/C]^1/2, Kд = С*α².

3. 
   Ионное произведение воды Кw – произведение концентраций ионов водорода и ионов гидроксила. Кw = [H⁺][OH^-]
   

Водородный показатель рН – отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов: рН = - lg [H⁺]

4. 
   Константа гидролиза – количественная характеристика процесса гидролиза. Степень гидролиза - количественная характеристика процесса гидролиза, показывающая долю гидролизованных ионов.
   

C = ? Решение:

ɑ = 1.0 1. Соляная кислота – сильный электролит:

С(HCl) = 0.05 HClH⁺+ Cl^-

С (Н⁺) = ɑ · С (HCl) = 1 · 0.05 = 0.05 моль/л,

рН = - lg [H⁺] = - lg(0.05) = 1.3, pH , 7, среда кислая.

[OH^-] = 10^-14/ [H⁺] = 10^-14/ 0,05 = 2.0 · 10^-13 моль/л.
№ 790.

Ответы на вопросы.

1. 
   Реакции ионного обмена протекают до конца, если:
   

- образуется осадок;

- образуется газ;

- образуется малодиссоциирующее вещество – вода.

Если в растворе нет таких ионов, которые могут взаимодействовать между собой с образованием осадка, газа или слабого электролита, реакция ионного обмена не протекает до конца, т.е. является обратимой.

2. 
   При написании ионно-молекулярных уравнений следует пользоваться таблицей растворимости солей, кислот и оснований в воде. Реакции ионного обмена записывают в трех формах:
   

- в молекулярном виде;

- полное ионное уравнение;

- сокращенное ионное уравнение.

А) NH₄NO₃ – нитрат аммония. Соль образована сильной кислотой и слабым основанием, гидролиз по катиону, в 1 ступень. рН < 7, среда кислая.

NH₄NO₃ = NH₄⁺ + NO₃^-

NH₄⁺ + HOH = NH₄OH + H⁺

NH₄NO₃ + H₂O => NH₄OH + HNO₃
B) ZnS + 2 HCl => ZnCl₂ + H₂S

ZnS + 2 Cl^- + 2 H⁺ => Zn²⁺ + 2 Cl^- + H₂S

ZnS + 2 H⁺ => Zn²⁺ + H₂S
C) Cr₂S₃ – сульфид хрома. Соль образована слабым основание и слабой кислотой. Гидролиз идет одновременно по катиону и аниону:

Cr₂S₃ = 3 S^2- + 2 Cr⁺³

3S^2- + 2 Cr⁺³ + 6 HOH = 3H₂S + 2 Cr(ОН)₃

Cr₂S₃+ 6 H₂O = 3H₂S + 2 Cr(ОН)₃

D) 2AlCl₃ + 3Ba(OH)₂ => 3BaCl₂ + 2Al(OH)₃

2 Al³⁺ + 6 Cl^- + 3 Ba²⁺ + 6 OH^- => 3 Ba²⁺ + 6 Cl^- + 2 Al(OH)₃

2 Al³⁺ + 6 OH^- => 2 Al(OH)₃
№ 987.

A) KBrO₃ + 2Al + 2KOH => KBr + 2KAlO₂+ H₂O

BrO₃^- + 6e + 3 Н₂О = Br^- + 6 ОН^-процесс восстановления

^{окислитель}

2 Al - 3 e + 4 OH^- = AlO₂^- + 2 H₂O процесс окисления

^{восстановитель}

2Al + BrO₃^- + 8OH^-+ 3 Н₂О = Br^- + 4H₂O + 2AlO₂^- + 6 OH^-

Определим константу равновесия реакции по формуле: Кравн = 10^{ΔЕ * n/0.059}, где ΔЕ = Е окисл – Евосст = 1.51 – ( - 2.35) = 0.84 В; Реакция возможна, идет в прямом направлении.
B) 2FeCl₃ + 2KBr =>Br₂ + 2FeCl₂ + 2KCl

2Fe⁺³ + 1e = Fe²⁺процесс восстановления

^{окислитель}

2 Br^- - 2e = Br₂ процесс окисления

^{восстановитель}

2 Fe³⁺+ 2Br^- = 2 Fe⁺² + Br₂

Определим константу равновесия реакции по формуле: Кравн = 10^{ΔЕ * n/0.059}, где ΔЕ = Е окисл – Евосст = 0.77 – ( - 1.09) = 1.86 В; n = n1 * n2 = 2 * 1 = 2 – количество электронов, участвующих в окислительно-восстановительном процессе. Тогда: Кравн = 10^{1.86 *2/ 0.059} = 10⁶³, Кравн > 1. Реакция возможна, идет в прямом направлении.
№ 1072.

Решение:

С (Cr(NO₃)₃) = 0.1 моль/л 1. Запишем значения стандартных окислитель –

C (AgNO₃) = 1.00 моль/л но - восстановительных потенциалов:

ЭДС = ? Е⁰(Cr³⁺/Cr) = - 0.71 B, Е⁰(Ag⁺/Ag) = 0.80 B

^{анод катод}

2. На аноде протекает реакция окисления: Cr⁰ – 3e = Cr⁺³,

На катоде протекает реакция восстановления: Ag⁺ + 1e = Ag⁰,

3. 
   По уравнению Нернста: E = E⁰ + 0.059/n * lg [Meⁿ⁺],
   
4. 
   Е_катод= 0.80 + 0.059/1 * lg (1.0) = 0.80 В.
   
5. 
   Е_анод = - 0.71+ 0.059/3 * lg (0.1) = - 0.73 В.
   
6. 
   Определим ЭДС системы: ЭДС = Е_катод - Е_анод = 0.80 – (- 0.73) = 1.53 В.
   
7. 
   ЭДС > 0, реакция Cr – 3e = Cr³⁺,
   

Ag⁺ + 1e = Ag⁰

Cr + 3 Ag⁺ = 3 Ag⁰ + Cr³⁺ протекает самопроизвольно, и ячейка

(-) Cr/ Cr³⁺ // Ag⁺ / Ag (+) является гальваническим элементом.
Ответ: ЭДС = 1.53 В.

№ 1095.
Расплав Al₂O₃

На графитовых (инертных) электродах протекает процесс:

2Al₂O₃ (расплав) = 4 Al + 3O₂

Катодный процесс

Al³⁺ + 3 e = Al (· 4)

Анодный процесс: где он

2 O^2- - 4 e = О₂ (· 3)

Суммарная реакция: 4 Al³⁺ + 6 О^2- = 4Al + 3 О₂

По закону Фарадея:
m (Al) = M (Al) * I * t/ n* F, F = 96500 Кл/моль (постоянная Фарадея),

M (Al) = 27 г/моль, n – количество принимаемых электронов, n = 3, t – время электролиза, I – сила тока.
m (Al) = 27 * 1 * 6 * 3600 / 3 * 96500 = 2.014 г – масса алюминия, выделившегося на катоде.
m (О₂) = M (О₂) * I * t/ n* F, F = 96500 Кл/моль (постоянная Фарадея),

M (О₂) = 32 г/моль, n – количество принимаемых электронов, n = 2, t – время электролиза, I – сила тока.
m (О₂) = 32 * 1 * 6 * 3600 / 2 * 96500 = 3,581 г – масса кислорода, выделившегося на аноде.

Список использованной литературы
1. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия.- М., 2003.

2. Глинка Н.Л. Общая химия. - М.: Химия, 1998.

3. Ерохин Ю.М. Химия: учеб. для студ. учреждений сред. проф. образования / Ю.М. Ерохин.- М.: Академия, 2011. 

4. Коржуков Н.Г. Общая и неорганическая  химия. - М., 2004.

5. Коровин Н.В. Общая химия. - М.: Высш. шк., 2007.