Тесты по аналитике. Тесты по аналитической химии. Учебное пособие, вгму, Витебск
 Скачать 1.06 Mb.
|
|
Министерство здравоохранения Республики Беларусь Витебский государственный медицинский университет Жебентяев А.И. Дуксина С.Г. Яранцева Н.Д. ТЕСТЫ ПО АНАЛИТИЧЕСКОЙ ХИМИИ ВИТЕБСК 2008 2 УДК 615.015.35:543 (07) ББК 24.4 я 7+52.84 я 7 Ж 44 Рецензенты: кандидат химических наук, доцент УО «ВГМУ» Горбатов В.В.; кандидат фармацевтических наук, доцент УО «ВГТУ» Минченко Т.В. Жебентяев А.И., Дуксина С.Г., Яранцева Н.Д. Ж 44 Тесты по аналитической химии. Учебное пособие, ВГМУ, Витебск.: 2008 г., 175 с. ISBN 985-466-036-2 В настоящем пособии приводятся тестовые задания с ответами по темам, изучаемым студентами по аналитической химии. Пособие предназначено для студентов фармацевтического факультета и со- ответствует действующей типовой учебной программе. Утверждено и рекомендовано к изданию Центральным учебно- методическим Советом 28 февраля 2007г (протокол №2). УДК 615.015.35:543 (07) ББК 24.4 я 7+52.84 я 7 Жебентяев А.И., Дуксина С.Г., Яранцева Н.Д., 2008г Витебский Государственный медицинский университет, 2008г ISBN 985-466-036-2 3 Предисловие Аналитическая химия – наука о методах установления химического со- става и структуры вещества. Предметом аналитической химии является тео- рия и практика химического анализа. Аналитическая химия относится к хи- мическим наукам, имеет самостоятельные задачи и решает их разнообразны- ми методами исследования. Основные задачи аналитической химии вытекают из сущности этой науки – разработка и совершенствование методов определения состава и строения химических соединений. К основным методам аналитической хи- мии относятся методы пробоотбора и разложения проб, разделения и опреде- ления компонентов. По характеру измеряемого состава или по составу реги- страции аналитического сигнала методы определения классифицируют на химические, физические и биологические. Предложены и другие классифи- кации методов аналитической химии: химические и физико-химические (ин- струментальные). Преподавание аналитической химии в фармацевтических высших учебных заведениях направлено на изучение теоретических основ аналитиче- ской химии, освоение методик качественного химического анализа и количе- ственного определения веществ различной химической природы. Знание тео- ретических основ аналитической химии и владение практическими навыками химического анализа необходимо для последующего изучения специальных фармацевтических дисциплин – фармацевтической и токсикологической хи- мии, фармакогнозии и технологии лекарственных средств. Тестовые задания с обоснованными ответами по аналитической химии составлены по основным разделам аналитической химии, изучаемой студен- тами фармацевтических высших учебных заведений: теоретические основы аналитической химии, качественный химический анализ, химические и инст- рументальные методы анализа. Предлагаемые тесты могут быть использованы для контроля знаний студентов при изучении отдельных тем аналитической химии, а также при подготовке к экзамену по аналитической химии. 4 Разница между знанием и пониманием большая. Знания достигаются памятью, а понимание умом. И.П. Бардин ГЛАВА 1 ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ АНАЛИТИЧЕСКОЙ ХИМИИ 1.1. Основы теории растворов и закона действующих масс, используемые в аналитической химии 1. Ионная сила 0,1 М раствора хлорида натрия равна: 1. 0,1 М; 2. 0,01 М; 3. 0,001 М; 4. 0,0001 М. Ответ: 1 – Ионная сила раствора сильного электролита равна полу- сумме произведений молярных концентраций ионов на квадрат заряда этих ионов: 5 , 0 I с i 1 , 0 ) 1 ( 1 , 0 ) 1 ( 1 , 0 5 , 0 z 2 2 2 i М. 2. Ионная сила 0,01 М раствора хлороводородной кислоты равна: 1. 0,1 М; 2. 0,01 М; 3. 0,001 М; 4. 0,0001 М. Ответ: 2 – Ионная сила раствора равна полусумме произведений мо- лярных концентраций ионов на квадрат заряда этих ионов: 5 , 0 I с i 01 , 0 ) 1 ( 01 , 0 ) 1 ( 01 , 0 5 , 0 z 2 2 2 i М. 3. Ионная сила 0,01 М раствора хлорида хрома(III) равна: 1. 0,01 М; 2. 0,001 М; 3. 0,1 М; 4. 0,06 М. Ответ: 4 – Ионная сила раствора равна полусумме произведений мо- лярных концентраций ионов на квадрат заряда этих ионов: 5 , 0 I с i 06 , 0 ) 1 ( 03 , 0 ) 3 ( 01 , 0 5 , 0 z 2 2 2 i М. 4. Ионная сила 0,2 М раствора гидроксида натрия равна: 1. 0,1 М; 2. 0,2 М; 5 3. 0,3 М; 4. 0,4 М. Ответ: 2 – Ионная сила раствора равна полусумме произведений мо- лярных концентраций ионов на квадрат заряда этих ионов: 5 , 0 I с i 2 , 0 ) 1 ( 2 , 0 ) 1 ( 2 , 0 5 , 0 z 2 2 2 i М. 5. Ионная сила 0,1 М раствора сульфата магния равна: 1. 0,1 М; 2. 0,2 М; 3. 0,3 М; 4. 0,4 М. Ответ: 4 – Ионная сила раствора равна полусумме произведений мо- лярных концентраций ионов на квадрат заряда этих ионов: 5 , 0 I с i 4 , 0 ) 2 ( 1 , 0 ) 2 ( 1 , 0 5 , 0 z 2 2 2 i М. 6. Ионная сила 0,01 М раствора сульфата цинка равна: 1. 0,04 М; 2. 0,03 М; 3. 0,02 М; 4. 0,01 М. Ответ: 1 – Ионная сила раствора равна полусумме произведений мо- лярных концентраций ионов на квадрат заряда этих ионов: 5 , 0 I с i 04 , 0 ) 2 ( 01 , 0 ) 2 ( 01 , 0 5 , 0 z 2 2 2 i М. 7. Ионная сила 0,1 М раствора хлорида алюминия равна: 1. 0,1 М; 2. 0,2 М; 3. 0,4 М; 4. 0,6 М. Ответ: 4 – Ионная сила раствора равна полусумме произведений мо- лярных концентраций ионов на квадрат заряда этих ионов: 5 , 0 I с i 6 , 0 ) 1 ( 3 1 , 0 ) 3 ( 1 , 0 5 , 0 z 2 2 2 i М. 8. Чему равна молярная концентрация хлороводородной кислоты в водном растворе, если ионная сила раствора равна 0,01 М? 1. 1,0 М; 2. 0,5 М; 3. 0,01 М; 4. 0,2 М. Ответ: 3 – Если ионная сила равна 0,01 М, то 0,01=0,5·[с(H + )·(+1) 2 +с(Cl - )·(-1) 2 ]; 0,01=0,5·[с·1+с·1]; 0,01=с. Молярная концентрация хлороводородной кислоты равна 0,01 М. 6 9. Ионная сила раствора сульфата цинка равна 0,4 М, чему равна молярная концентрация сульфата цинка в растворе? 1. 0,1 М; 2. 0,2 М; 3. 0,3 М; 4. 0,4 М. Ответ: 1 – Если ионная сила равна 0,4 М, то 0,4=0,5·[с·2 2 +с·2 2 ]; с=0,1 М. 10. Ионная сила раствора хлорида алюминия равна 0,6 М, чему равна моляр- ная концентрация хлорида алюминия в этом растворе? 1. 0,1 М; 2. 0,2 М; 3. 0,3 М; 4. 0,4 М. Ответ: 1 – Ионную силу раствора рассчитывают по формуле: 5 , 0 I 2 i i z с , следовательно, 0,6=0,5·(с·3 2 +3·с·1 2 ); с=0,1 M. 1.2.Протолитические равновесия 11. Что такое водородный показатель? 1. отрицательный десятичный логарифм молярной концентрации ионов водорода; 2. концентрация ионов водорода; 3. логарифм концентрации ионов водорода; 4. сумма концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов. Ответ: 1 – Это отрицательный десятичный логарифм молярной кон- центрации ионов водорода: рН=-lg[H ]. Водородный показатель указывает на кислотность среды и обозначается pH. 12. pH 0,1 М раствора хлороводородной кислоты равен: 1. 4; 2. 3; 3. 2; 4. 1. Ответ: 4 – Хлороводородная кислота относится к сильным кислотам, поэтому молярная концентрация ионов водорода равна молярной концентра- ции кислоты: pH = -lgс(HCl); pH = -lg0,1 = 1. 13. Значение pH 0,01 М раствора хлороводородной кислоты равно: 1. 4; 2. 3; 3. 2; 7 4. 1. Ответ: 3 – Хлороводородная кислота относится к сильным кислотам, поэтому молярная концентрация ионов водорода равна молярной концентра- ции кислоты: pH = -lgc(HCl); pH = -lg0,01 = 2. 14. Значение pH 110 -3 М раствора азотной кислоты равно: 1. 4; 2. 3; 3. 2; 4. 1. Ответ: 2 – Азотная кислота относится к сильным кислотам, поэтому в растворе ионизирует полностью. Следовательно, молярная концентрация ио- нов водорода равна молярной концентрации кислоты. Водородный показа- тель такого раствора будет равен отрицательному десятичному логарифму молярной концентрации азотной кислоты: pH = -lg(110 -3 )= 3. 15. pH 0,1 М раствора гидроксида натрия равен: 1. 10; 2. 11; 3. 12; 4. 13. Ответ: 4 – Гидроксид натрия относится к сильным основаниям. Сле- довательно, молярная концентрация гидроксид-ионов будет равна молярной концентрации основания. Молярные концентрации гидроксид-ионов и про- тонов в водном растворе связаны через константу автопротолиза: рК w = рН+рОН, рН=14-рОН; рОН=-lg0,1=1; pH=14-1=13. 16. Концентрация ионов водорода при pH раствора равном 5,0 составляет: 1. 1·10 3 М; 2. 1·10 4 М; 3. 1·10 5 М; 4. 1·10 6 М. Ответ: 3 – Исходя из определения водородного показателя pH =-lgс(Н + ); 5,0=-lgс(Н + ); с(Н + )=10 5 М. 17. Концентрация гидроксид-ионов при pH 8,0 равна: 1. 1·10 3 М; 2. 1·10 4 М; 3. 1·10 5 М; 4. 1·10 6 М. Ответ: 4 – pOH = pK W – pH = 14-8=6, следовательно с(ОН - )=10 -6 М. 18. Показатель константы кислотности муравьиной кислоты равен 3,75. Чему будет равен pH буферного раствора, состоящего из равных объемов 1,0 М 8 раствора муравьиной кислоты (HCOOH) и 1,0 М раствора формиата натрия (HCOONa)? 1. 3,75; 2. 2,75; 3. 1,75; 4. 0,75. Ответ: 1 – рН буферного раствора вычисляется по формуле рН=рК а +lg(с(А - )/с(HA)). Подставляем данные в формулу рН=3,75+lg(0,50/0,50)=3,75. Если смешивать растворы одинаковой концен- трации и одинаковые объемы, то рН=рК а 19. Показатель константы кислотности муравьиной кислоты равен 3,75. Чему будет равен водородный показатель (pH) буферного раствора, состоящего из равных объемов 0,10 М раствора муравьиной кислоты (HCOOH) и 1,0 М Рас- твора формиата натрия (HCOONa): 1. 4,75; 2. 3,75; 3. 2,75; 4. 5,00. Ответ: 1 – рН буферных систем вычисляется по формуле рН=рК а -lg(с(HA)/с(А - )). Подставив данные в формулу, получим рН=3,75-lg(0,05/0,5)=4,75. 20. Из перечисленных кислот наиболее сильной кислотой является: 1. муравьиная кислота (рК а =3,8); 2. уксусная кислота (рК а =4,76); 3. циановодородная кислота (рК а =9,3); 4. фтороводородная кислота (рК а =3,2). Ответ: 4 – Количественной характеристикой силы кислоты является константа кислотности (К а ). Чем меньше константа кислотности и чем боль- ше обратный десятичный логарифм константы кислотности (pK a ), тем слабее кислота. В данном примере наиболее сильной является фтороводородная ки- слота. 21. Наиболее слабой кислотой является та, у которой показатель константы кислотности равен: 1. 3,8 (муравьиная кислота); 2. 4,76 (уксусная кислота); 3. 7,6 (хлорноватистая кислота); 4. 3,2 (фтороводородная кислота). Ответ: 3 – Отрицательный десятичный логарифм константы кислот- ности называется показателем константы кислотности (рК а ). Чем больше его значение, тем слабее кислота. Из перечисленных кислот наиболее слабой яв- ляется кислота, имеющая наибольшее значение pK a (хлорноватистая кислота, pK a которой равен 7,6). 9 22. Водородный показатель (pH) буферного раствора, состоящего из равных объемов 0,1 М раствора уксусной кислоты (показатель константы кислотно- сти равен 4,76) и 0,1 М раствора ацетата натрия, равен: 1. 2,0; 2. 3,0; 3. 4,0; 4. 4,76. Ответ: 4 – Если буферный раствор состоит из равных объемов раство- ров компонентов и одинаковой молярной концентрации, то логарифм отно- шения концентраций кислоты и основания равен 0, а pН такого раствора ра- вен показателю константы кислотности (pK a ): рН=рК а -lg(с(HA)/с(А - )); рН = 4,76 – lg(0,05/0,05) = 4,76. 23. Если водородный показатель (pH) ацетатного буферного раствора равен 4,76, а показатель константы кислотности уксусной кислоты (pK a ) равен 4,76, то соотношение концентрации уксусной кислоты и ацетата натрия равно: 1. 1:1; 2. 1:2; 3. 1:3; 4. 1:1,5. Ответ: 1 – Водородный показатель (рН) буферных растворов вычис- ляется по формуле рН=рК а -lg(с(HA)/с(А - )). Согласно условию рН=рК а =4,76, следовательно, 4,76=4,76-lg(с(HA)/с(А - )); lg(с(HA)/с(А - ))=0; с(HA)/с(А - )=1. 24. Укажите формулу, по которой можно вычислить водородный показатель (рН) слабой кислоты: 1. рН=lgс(НА); 2. рН=0,5lgс(НА); 3. рН=0,5(рКа-lgс(НА)); 4. рН=рКа-lgс(НА). Ответ: 3 – HA+H 2 O H 3 O +A ; К а = [H 3 O ][A ]/[HA]; т. к [H 3 O ]=[A ], то можно написать, что [H 3 O ] 2 =K a ·[HA]. Допустим, что [HA]=с(HA), тогда [H 3 O ] 2 =K a ·с(HA); рН= 2 1 ·(рК а -lgс(HA)). 25. Укажите кислотно-основные буферные растворы: 1. раствор уксусной кислоты и ацетата натрия; 2. раствор уксусной и муравьиной кислот; 10 3. раствор уксусной и хлороводородной кислот; 4. раствор ацетата натрия и ацетата калия. Ответ: 1 – Буферный раствор – это раствор слабой кислоты и сопря- женного основания, например, CH 3 COOH и CH 3 COONa. 26. Укажите частицы, которые согласно протолитической теории кислот и оснований относятся к кислотам: 1. формиат-ион; 2. ацетат-ион; 3. ион аммония; 4. аммиак. Ответ: 3 – Cогласно протолитической теории кислот и оснований к кислотам относятся частицы, способные отдавать в растворе протоны. В дан- ном случае: NH 4 + H 2 O NH 3 + H 3 O 27. Укажите частицы, которые согласно протолитической теории кислот и оснований относятся к основаниям: 1. уксусная кислота; 2. ацетат-ион; 3. ион аммония; 4. хлороводородная кислота. Ответ: 2 – Согласно протолитической теории кислот и оснований к основаниям относятся частицы, способные принимать в растворе протоны. Среди вышеперечисленных частиц к основаниям относится ацетат-ион. CH 3 COO + H 3 O CH 3 COOH + H 2 O 28. Укажите частицы, которые согласно протолитической теории кислот и оснований относятся к амфолитам: 1.уксусная кислота; 2. ацетат-ион 3. гидрокарбонат-ион; 4. аммиак. Ответ: 3 – К амфотерным соединениям (амфолитам) относятся части- цы, которые способны принимать и отдавать в растворе протоны. Среди вы- шеперечисленных частиц к амфолитам относится гидрокарбонат-ион. HCO 3 + H СО 2 +Н 2 О HCO 3 H + CO 2 3 29. Водородный показатель (pH) буферного раствора, состоящего из равных объемов 0,1 М раствора аммиака (показатель константы кислотности сопря- женной кислоты 9,24) и 0,1 М раствора хлорида аммония равен: 1. 10,0; 2. 9,24; 11 3. 8,0; 4. 8,5. Ответ: 2 – Водородный показатель (рН) буферных систем вычисляют по формуле Гендеpсона – Хассельбаха. Для предложенного раствора она имеет вид: рH = pK ВН – lg(с(NН 4 + )/с(NH 3 )). pH = 9,24 – lg(0,05/0,05) = 9,24 – 0 = 9,24. 30. Водородный показатель (pH) буферного раствора, состоящего из равных объемов 0,1 М раствора дигидрофосфата натрия (показатель константы ки- слотности равен 7,21) и 0,1 М раствора гидрофосфата натрия равен: 1. 7,0; 2. 7,21; 3. 7,5; 4. 7,8. Ответ: 2 – Буферный раствор представляет собой систему, состоящую из кислоты и сопряженного основания. В качестве кислоты выступает дигид- рофосфат – ион (H 2 PO 4 - ), а сопряженное основание – гидрофосфат-ион (HPO 4 2- ): pH = 7,21 – lg(0,05/0,05) = 7,21 – 0 = 7,21. 1.3. Гетерогенные равновесия в системе осадок – насыщенный раствор малорастворимого электролита 31. Условное константа растворимости малорастворимого электролита A m B n для равновесия A m B n mA n+ +nB m- равно: 1. S K = [A n+ ] m [B m- ] n ; 2. S K = n B m А а a ; 3. S K = с m (A n+ )с n (B m- ); 4. S K = [A n+ ][ B m- ]. Ответ: 3 – Условной константой растворимости (произведением рас- творимости) называется произведение суммарной молярной концентрации всех форм существования в растворе катиона малорастворимого соединения на суммарную молярную концентрацию всех форм существования аниона этого соединения. Концентрация ионов при этом должна быть в степенях, показатели которых равны стехиометрическим коэффициентам ионов. 32. Осадок малорастворимого электролита выпадает при условии, если: 1. стехиометрическое произведение молярных концентраций ионов меньше константы растворимости; 2. стехиометрическое произведение молярных концентраций ионов боль- ше константы растворимости; 3. константа растворимости равна произведению молярных концентраций ионов; 4. нет правильного ответа. 12 Ответ: 2 – Свойство насыщенного раствора сохранять постоянным произведение молярных концентраций ионов в соответствующих степенях называют правилом константы растворимости. Термодинамическое произве- дение растворимости (константа растворимости) обозначается как К o S (ПР) и находится в справочных аналитических таблицах. Условием выпадения осад- ка является превышение в данном растворе произведения молярных концен- траций ионов над табличным значением К o S 33. Если в одном литре водного раствора молярная концентрация ионов ме- ди(I) равна 1·10 6 М и иодид-ионов равна 1·10 6 М, то K S (CuI) равно: 1. 1·10 10 ; 2. 1·10 9 ; 3. 1·10 12 ; 4. 1·10 6 Ответ: 3 – Cu +I CuI↓ K S =[Cu + ]·[I ]=(1·10 6 )·(1·10 6 )= 1·10 12 34. В 1л воды находится 10 5 моль ионов серебра и 10 5 моль хлорид-ионов. Константа растворимости хлорида серебра равна: 1. 1·10 5 ; 2. 1·10 8 ; 3. 1·10 9 ; 4. 1·10 10 Ответ: 4 – Ag +Cl AgCl↓ К s (AgCl)=[Ag ][Cl ]. Если в насыщенном растворе находится 1·10 5 М ионов серебра и 1·10 5 М хлорид-ионов, то К s (AgCl)=10 5 ·10 5 =1·10 10 35. В 1л воды содержится 1∙10 6 М ионов серебра и 1·10 6 М роданид-ионов. Константа растворимости роданида серебра равна: 1. 1·10 5 ; 2. 1·10 6 ; 3. 1·10 10 ; 4. 1·10 12 Ответ: 4 – Ag +SCN AgSCN↓ К s (AgSCN)=[Ag ][SCN ]=(1·10 6 )·(1·10 6 )=1·10 12 36. Константа растворимости хлорида серебра равна 1·10 10 . Растворимость (S) хлорида серебра равна: 1. 1·10 5 М; 2. 1·10 1 М; 3. 1·10 2 М; 4. 1·10 4 М. 13 Ответ: 1 – Для бинарного электролита S = K 5 , 0 S . Если растворимость обозначить через S, то S(AgCl) = (1·10 10 ) 5 , 0 = 1·10 5 моль/л. 37. Константа растворимости сульфата бария равна 1·10 10 . Чему будет равна растворимость сульфата бария в моль/л? 1. 0,2; 2. 0,02; 3. 0,002; 4. 1·10 5 Ответ: 4 – Для бинарного электролита S= S K BaSO 4 Ba 2 +SO 2 4 , K s (BaSO 4 )=[Ba 2 ][SO 2 4 ]. [Ba 2 ]=S; [SO 2 4 ]=S. K s =S·S=S 2 S= S K , где S – это растворимость вещества в моль/л. В данном случае S= 10 10 1 =1·10 -5 моль/л. 38. Константа растворимости AgSCN равна 1·10 12 . При каком значении про- изведения молярных концентраций ионов выпадает осадок? 1. 1·10 10 ; 2. 1·10 13 ; 3. 1·10 14 ; 4. 1·10 15 Ответ: 1 – Осадок выпадет, если стехиометрическое произведение мо- лярных концентраций ионов будет больше К s (AgSCN). 39. Константа растворимости сульфата кальция равна 2,5·10 5 . При каком значении стехиометрического произведения молярных концентраций ионов выпадает осадок? 1. 2,5·10 2 ; 2. 2,5·10 5 ; 3. 2,5·10 6 ; 4. 2,5·10 7 Ответ: 1 – Осадок выпадает в том случае, если стехиометрическое произведение молярных концентраций ионов больше K S : 2,5·10 2 > 2,5·10 5 40. Константа растворимости сульфата бария равна 1·10 10 . Растворение осадка будет происходить при следующем значении стехиометрического произведения молярных концентраций ионов: 1. 1·10 4 ; 2. 1·10 8 ; 3. 1·10 10 ; 4. 1·10 12 14 Ответ: 4 – Растворение осадка происходит в случае, если стехиомет- рическое произведение молярных концентраций ионов будет меньше кон- станты растворимости. В данном случае только значение 1·10 12 удовлетворяет этому усло- вию: [SO 2 4 ][Ba 2 ] ; 1·10 12 < 1·10 10 41. Из предложенных осадков наибольшей растворимостью в воде (термоди- намические константы растворимости К S указаны в скобках) обладает: 1. карбонат бария (4·10 10 ); 2. оксалат бария (1,1·10 7 ); 3. хромат бария (1,2·10 10 ); 4. сульфит бария (8·10 7 ). Ответ: 4 – Растворимость в этом случае рассчитывается по формуле S K S , поэтому большая растворимость будет у вещества с наибольшим значением К S 42. Константа растворимости для хромата серебра соответствует выражению: 1. К s =[Ag ][CrO 2 4 ]; 2. K s =[Ag ] 2 [CrO 2 4 ]; 3. K s =[Ag ] [CrO 2 4 ] 2 ; 4. K s =[Ag ] 2 [CrO 2 4 ] 2 Ответ: 2 – Ag 2 CrO 4 2Ag +CrO 2 4 . K S =[Ag ] 2 [CrO 2 4 ]. 43. Константа растворимости для фосфата кальция соответствует выраже- нию: 1. К s =[Сa 2 ] 2 [PO 3 4 ] 3 ; 2. К s =[Ca 2 ] [PO 3 4 ] 3 ; 3. К s =[Сa 2 ] 2 [PO 3 4 ]; 4. К s =[Сa 2 ] 3 [PO 3 4 ] 2 Ответ: 4 – Ca 3 (PO 4 ) 2 3Ca 2 +2PO 3 4 ; K S (Ca 3 (PO 4 ) 2 )=[Сa 2 ] 3 [PO 3 4 ] 2 44. Какие из перечисленных осадков будут растворяться в разбавленной азотной кислоте: 1. сульфат бария; 2. сульфат кальция; 3. сульфат стронция; 4. карбонат кальция. Ответ: 4 – В разбавленных растворах сильных кислот растворяются соли, которые образованы слабой кислотой. В данном случае - это карбонат кальция. 15 CaCO 3 +2HNO 3 → Ca(NO 3 ) 2 +CO 2 +H 2 O Общие способы переведения труднорастворимых соединений, как следует из правила константы растворимости, сводятся к тому, чтобы в растворе над осадком стехиометрическое произведение активностей ионов было меньше константы растворимости осадка. Частичное растворение осадка может про- исходить при разбавлении раствора, повышении температуры или при добав- лении к раствору вещества, реагирующего с ионами. Это могут быть реакции протонизации, комплексообразования или окисления-восстановления. В дан- ном примере происходит реакция образования неустойчивой слабой кислоты H 2 CO 3 , которая разлагается на CO 2 и H 2 O. 45. Из перечисленных осадков будет растворяться в растворе аммиака: 1. хлорид серебра; 2. сульфат бария; 3. оксалат кальция; 4. сульфит стронция. Ответ: 1 – В растворе аммиака будет растворяться осадок, имеющий катион, образующий аммиакаты. В данном случае это хлорид серебра: AgCl + 2NH 3 → [Ag(NH 3 ) 2 ]Cl К общим принципам растворения осадков относится правило: уменьшение концентрации одного из ионов в растворе путем связывания его в комплекс- ное или малоионизируемое соединение. Из перечисленных выше соединений только ионы серебра могут с аммиаком образовывать аммиакаты. 46. Если константа растворимости хромата бария составляет 1·10 12 ,то кон- центрация ионов бария равна (в моль/л): 1. 1·10 1 М; 2. 1·10 2 М; 3. 1·10 4 М; 4. 1·10 6 М. Ответ: 4 – К S (BaCrO 4 )=[Ba 2 ][CrO 2 4 ]. Если константа растворимости К S для хромата бария равна 1·10 12 , то концентрация ионов бария будет равна M 10 10 K S 6 12 S 47. Если константа растворимости хлорида серебра равна 1·10 10 , то раство- римость хлорида серебра в насыщенном растворе (в моль/л) будет равна: 1. 1·10 2 М; 2. 1·10 1 М; 3. 1·10 5 М; 4. 2·10 2 М. Ответ: 3 – Константа растворимости представляет собой стехиомет- рическое произведение молярных концентраций ионов, поэтому раствори- 16 мость в случае бинарного электролита будет равна корню квадратному из K S В данном примере это будет 1·10 5 моль/л. 48. Осадок выпадает при условии, если стехиометрическое произведение мо- лярных концентраций ионов будет: 1. больше константы растворимости; 2. меньше константы растворимости; 3. равно константе растворимости; 4. нет верного ответа. Ответ: 1 – Условием выпадения осадка является превышение в дан- ном растворе произведения молярных концентраций ионов над табличными значениями константы растворимости. 1.4. Равновесия реакций комплексообразования 49. Незаряженными являются комплексные частицы: 1. тетраиодидртути(II); 2. хлорид ртути(II); 3. тетраамминмеди(II); 4. диамминсеребра(I). Ответ: 2 – Если комплекс не имеет заряда, то он называется незаря- женным. В данном случае это хлорид ртути(II). 50. Тетраамминмеди(II) имеет заряд: 1. 1+; 2. 2+; 3. 3+; 4. 4+. Ответ: 2 – Заряд комплексного иона определяется алгебраической суммой зарядов комплексообразователя и лигандов. В приведенном случае комплекс имеет заряд 2+, так как заряд меди – (2+), аммиака - 0. 51. Заряд комплексного иона в гексацианоферрате(III) равен: 1. 1–; 2. 2–; 3. 3–; 4. 4–. Ответ: 3 – Заряд комплексного иона определяется алгебраической суммой зарядов комплексообразователя и лигандов. В данном случае заряд комплексообразователя равен (3+), а лигандов - (6–). Следовательно, заряд комплексного иона будет равен: (3+)+(6–) = 3–. 52. Какие из перечисленных ионов металлов более склонны к образованию комплексных соединений: 1. ион железа(III); 17 2. ион натрия(I); 3. ион калия(I); 4. ион бария(II). Ответ: 1 – К комплексообразованию склонны те ионы элементов, ко- торые имеют свободные орбитали. В приведенном примере это ион желе- за(III). 53. Координационное число и степень окисления центрального атома диаква- тетрагидроксоалюминия равны: 1. 4 и +2; 2. 6 и +3; 3. 6 и +2; 4. 5 и +3. Ответ: 2 – Координационное число показывает число донорных цен- тров лигандов, с которыми взаимодействует данный центральный атом. В данном случае число донорных центров лигандов равно 6 (4ОН и 2Н 2 О), заряд комплекса (1–). Следовательно, степень окисления алюминия (+3), так как комплекс имеет формулу [Al(OH) 4 ·(H 2 O) 2 ] 54. Константа образования комплекса равна 50. Чему равна константа не- стойкости этого комплекса? 1. 0,01; 2. 0,02; 3. 0,03; 4. 0,04. Ответ: 2 – Константа нестойкости комплекса является обратной вели- чиной константы образования. В данном случае 1/50=0,02. 55. Константа нестойкости комплекса равна 10 5 . Чему равна константа обра- зования данного комплекса? 1. 10 2 ; 2. 10 3 ; 3. 10 4 ; 4. 10 5 Ответ: 4 – Константа образования комплекса является обратной вели- чиной константы нестойкости комплекса 1/10 5 =10 5 56. Какая из перечисленных комплексных частиц является наиболее устой- чивой, если десятичный логарифм общей константы образования комплекса равен: 1. аммиакат кобальта(II) – 5,07; 2. аммиакат меди(II) – 12,03; 3. аммиакат никеля(II) – 4,47; 4. аммиакат кадмия(II) – 6,36. 18 Ответ: 2 – Чем больше величина логарифма общей константы образо- вания (lg), тем устойчивее комплекс. В данном случае это аммиакат меди (lg=12,03). 57. Полидентатный лиганд - это: 1. аммиак; 2. хлорид-ион; 3. тиоцианат-ион; 4. ЭДТА. Ответ: 4 – Полидентатные лиганды имеют несколько донорно- акцепторных центров. В данном примере только ЭДТА – полидентатный ли- ганд. 58. При образовании хелатов наиболее устойчивыми являются структуры: 1. трехчленные циклы; 2. пятичленные циклы; 3. четырехчленные циклы; 4. восьмичленные циклы. Ответ: 2 – Полидентатные лиганды при реакции с ионами металла обычно образуют координационные соединения, содержащие один или не- сколько циклов. Увеличение прочности координационных соединений, со- держащих пяти или шестичленные циклы, было замечено Л.А. Чугаевым. Он сформулировал это как правило циклов. Наиболее прочными соединениями являются те, которые содержат пятичленные циклы. 59. Константа образования некоторого комплекса по первой ступени равна 200, а по второй – 150. Общая константа образования комплекса будет равна: 1. 12000; 2. 13000; 3. 14000; 4. 30000. Ответ: 4 – Общая константа образования представляет собой произве- дение ступенчатых констант образования. В данном примере 1 =200, 2 =150, общ = 1 2 =200·150=30000. 60. Определить дентатность лиганда иодид-иона: 1. 1; 2. 2; 3. 3; 4. 4. Ответ: 1 – Дентатность – это способность лиганда участвовать в до- норно-акцепторном взаимодействии при образовании комплексной частицы. В данном случае иодид-ион – однодентатный лиганд. 19 61. Координационное число железа в гексацианоферрате(II) равно: 1. 3; 2. 4; 3. 5; 4. 6. Ответ: 4 – Координационным числом называют число донорных цен- тров, с которыми взаимодействует комплексообразователь. В данном приме- ре взаимодействуют шесть циано-групп с комплексообразователем, следова- тельно, координационное число железа равно шести. 62. К внутренней сфере гексацианоферрата(II) калия относится: 1. гексацианоферрат-ион; 2. ион калия; 3. ион железа(III); 4. нет верного ответа. Ответ: 1 – К внутренней сфере частицы относятся комплексообразо- ватель и лиганды. В данном соединении внутренней сферой является [Fe(CN) 6 ] 4 - гексацианоферрат-ион. 63. Укажите заряд комплексной частицы в соединении тетрароданодиаммин хрома(III) [Cr(SCN) 4 (NH 3 ) 2 ]: 1. 1–; 2. 2–; 3. 3–; 4. 4–. Ответ: 1 – Заряд комплексной частицы представляет собой алгебраи- ческую сумму зарядов комплексообразователя и лигандов. В данном случае координационное число хрома – (6), заряд хрома - (3+), заряд аммиака равен 0, заряд (4SCN) равен (4–). Следовательно, заряд комплексной частицы равен [+3+(–4)+0]= 1–. 64. Из перечисленных аммиачных комплексных частиц [Me(NH 3 ) 4 ] 2 наиме- нее устойчивой является: 1. аммиакат кобальта (рК Н = 5,07); 2. аммиакат кадмия (рК Н = 6,56); 3. аммиакат никеля (рК Н = 7,47); 4. аммиакат меди (рК Н = 12,03). Ответ: 1 – Чем меньше величина отрицательного десятичного лога- рифма константы нестойкости комплекса, тем менее устойчив комплекс. Из перечисленных выше наименее устойчивым является аммиакат кобальта, так как (–lgК н ) = 5,07. 20 1.5. Окислительно-восстановительные равновесия. 65. На величину окислительно-восстановительного потенциала MnO 4 /Mn 2 влияют факторы: 1. концентрация ионов водорода; 2. концентрация окислителя; 3. концентрация раствора хлорида натрия; 4. не влияет ни один фактор. Ответ: 1,2 – На величину окислительно-восстановительного потен- циала влияют различные факторы. Наиболее важными являются: 1) если в реакции участвуют ионы водорода, то на величину окислительно- восстановительного потенциала оказывают влияние рН раствора; 2) температура; 3) концентрация реагирующих веществ; 4) ионная сила раствора и др. факторы. Исходя из уравнения полуреакции MnO 4 +8H +5е Mn 2 +4H 2 O на величину 2 4 Mn / MnO E будет оказывать влияние концентрация ионов водорода и концентрация реагирующих веществ: ) Mn ( a ) H ( a ) MnO ( a lg n 059 , 0 E E 2 8 4 0 66. На величину окислительно - восстановительного потенциала пары S 2 O 2 3 /S 4 O 2 6 влияют факторы: 1. присутствие электролита; 2. добавление NaF (с(NaF)=0,001 М); 3. концентрация восстановителя; 4. не влияет ни один фактор. Ответ: 3 – Величина окислительно-восстановительного потенциала зависит от многих факторов, особенно от концентрации реагирующих ве- ществ, концентрации ионов водорода. Исходя из уравнения полуреакции 2S 2 O 2 3 - 2е S 4 O 2 6 на величину окислительно - восстановительного по- тенциала будет оказывать влияние концентрация восстановителя (тиосульфа- та натрия). 67. Укажите восстановитель, с которым будет самопроизвольно протекать реакция с ионами Fe 3 ( 77 , 0 E 2 3 Fe Fe В): 1. I ( I 2 I 0 2 E =+0,54 В); 2. Br ( Br 2 Br 0 2 E =+1,09 B); 3. Cl ( Cl 2 Cl 0 2 E =+1,36 B); 4. Mn 2 ( 2 4 Mn MnO 0 E =+1,51 B). Ответ: 1 – Потенциал, характеризующий процесс восстановления, на- зывается восстановительным, а потенциал, характеризующий процесс окис- ления – окислительным. Чем больше величина электродного потенциала, тем 21 более сильными окислительными свойствами обладает окисленная форма вещества и более слабыми восстановительными свойствами обладает его восстановленная форма. Самопроизвольно будет протекать прямая реакция, если величина потенциала окислителя будет больше, чем величина потен- циала восстановителя. Это значит, что ЭДС реакции должна иметь положи- тельное значение. В приведенном примере железо(III) будет реагировать с веществом, у которого величина окислительно-восстановительного потен- циала меньше величины окислительно-восстановительного потенциала пары железа 2 3 Fe Fe E . Самопроизвольно реакция будет протекать по уравнению 2Fe 3 +2I 2Fe 2 +I 2 68. Стандартный водородный электрод представляет собой: 1. платиновую пластинку, опущенную в раствор серной или хлороводо- родной кислоты; 2. железную пластинку, опущенную в раствор азотной кислоты; 3. угольный электрод, опущенный в раствор хлороводородной кислоты 4. платиновую пластинку, опущенную в раствор гидроксида натрия. Ответ: 1 – Стандартный водородный электрод представляет собой платиновую пластинку, которая находится в растворе серной или хлороводо- родной кислот. При этом активность ионов водорода равна единице, создает- ся давление равное 101,3 кПа (1 атм). При этом устанавливается равновесие 2Н + +2е Н 2 . Потенциал такого электрода равен нулю при любой температу- ре. 69. Что такое ЭДС реакции? 1. величина электродного потенциала окислителя; 2. величина электродного потенциала восстановителя; 3. разность электродных потенциалов окислителя и восстановителя; 4. потенциал водородного электрода. Ответ: 3 – Разность электродных потенциалов окислителя и восстано- вителя называется ЭДС реакции ( Е ). 70. При каком значении ЭДС будет протекать самопроизвольно прямая реак- ция: 1. ЭДС<0; 2. ЭДС= –2; 3. ЭДС>0; 4. ЭДС= –1. Ответ: 3 – Самопроизвольно будет протекать прямая реакция в том случае, если ЭДС реакции будет больше нуля. 71. При каком значении ЭДС не будет самопроизвольно протекать прямая реакция: 1. ЭДС=0; 22 2. ЭДС>0; 3. ЭДС<0; 4. ЭДС=+0,5. Ответ: 3 – Прямая реакция не будет протекать самопроизвольно, если значение ЭДС реакции меньше 0. 72. Величина стандартного электродного потенциала пары железо(III) – же- лезо(II) равна +0,77 В. При равных активностях железа(III) и железа(II) вели- чина электродного потенциала равна: 1. +0,85 В; 2. +0,77 В; 3. +1,05 В; 4. +0,95 В. Ответ: 2 – Величина электродного потенциала для пары железо(III) – железо(II) вычисляется по формуле Нернста Е=Е 0 +(0,059/n)lg(a(Fe 3+ )/a(Fe 2+ )) Е=0,77+0,059lg1=0,77 В. 73. Как изменится величина электродного потенциала пары железо(III) – же- лезо(II), если добавить в раствор фосфорную кислоту? 1. уменьшится; 2. увеличится; 3. не изменится; 4. сначала уменьшится, потом увеличится. Ответ: 1 – Величина электродного потенциала зависит от многих фак- торов, в том числе и от концентрации окисленной и восстановленной форм железа. При добавлении к раствору фосфорной кислоты ионы железа(III) вступают в реакцию комплексообразования с фосфат-ионами с образованием прочного комплекса. Следовательно, уменьшается активность ионов желе- за(III). Согласно уравнению Нернста с уменьшением активности окислителя уменьшается величина электродного потенциала. 74. Как изменится величина электродного потенциала пары ионы-серебра – серебро, если к раствору нитрата серебра добавить хлорид натрия? 1. уменьшится; 2. увеличится; 3. не изменится; 4. сначала уменьшится, а потом увеличится. Ответ: 1 – При добавлении посторонних ионов, которые не участвуют в окислительно-восстановительных процессах, происходит изменение вели- чины электродного потенциала, если вступает в реакцию окислитель или восстановитель. В приведенном примере ионы серебра могут вступать в ре- акцию с хлорид-ионами с образованием хлорида серебра, который не раство- рим в воде. Вследствие этого уменьшается активность ионов серебра (окис- литель). Следовательно, уменьшается величина электродного потенциала, что видно из уравнения Нернста: 23 ) Ag ( a lg 059 , 0 E E 0 75. Если величина стандартного электродного потенциала пары перманганат- ион – марганец(II) равен +1,51 В, а потенциал пары висмутат-ион – вис- мут(III) равен +1,80 В, то константа равновесия реакции окисления марган- ца(II) висмутатом натрия в кислой среде будет равна: 1. 10 52 ; 2. 10 49 ; 3. 10 45 ; 4. 10 10 Ответ: 2 – Способность одного вещества отдавать электроны другому веществу можно оценить с помощью константы равновесия. Эта константа связана с ЭДС следующим уравнением lgK 0 = 059 , 0 E m 0 , где m- общее число передаваемых или принимаемых электронов (наименьшее общее кратное для n 1 и n 2 иногда обознается как «n»); ΔЕ 0 – ЭДС (разность между окислитель- но-восстановительным потенциалом окислителя и восстановителя). Рассмот- рим уравнение реакции окисления ионов марганца(II) висмутатом натрия: 2Mn 2 +5NaBiO 3 +14H → 5Bi 3 +2MnO 4 +7 H 2 O+5Na + В реакции участвуют 2·5=10 электронов, что позволяет написать lgK= 49 059 , 0 ) 51 , 1 80 , 1 ( 10 , значение К=1·10 49 76. Самопроизвольно протекает реакция между веществами, если 0 Fe Fe 2 3 Е =0,77 В: 1. Fe 3 + I ( 0 I 2 I 2 E = +0,54 B); 2. Fe 3 + Cl ( 0 Cl 2 Cl 2 E = +1,36 B); 3. Fe 3 + F ( 0 F 2 F 2 E = +2,87 B); 4. Fe 3 + Br ( 0 Br 2 Br 2 E =+1,09 B). Ответ: 1 – Самопроизвольно реакция протекает в том случае, если ЭДС реакции имеет положительное значение. В данном случае самопроиз- вольно реакция может протекать между 2Fe 3 + 2I → I 2 + 2Fe 2 (ЭДС= 0,77-0,54=0,23 В). 77. Выберите правильное выражение для вычисления lgK 0 окислительно- восстановительного процесса: 1. lgK 0 = m·ΔE 0 /0,059; 2. lgK 0 = m·E/0,059; 3. lgK 0 = m·ΔE 0 ; 4. lgK 0 = m·E. 24 Ответ: 1 – Константа равновесия в окислительно-восстановительных процессах используется для оценки способности вещества окислять или вос- станавливать другое вещество. Правильным является выражение lgK 0 = m·ΔE 0 /0,059, где m – общее число передаваемых или принимаемых электро- нов, ΔE 0 – разность окислительно-восстановительных потенциалов окислите- ля и восстановителя. Например: 5NO 2 +2MnO 4 +6H + →5NO 3 +2Mn 2 +3H 2 O NO 2 + Н 2 О – 2е → NO 3 +2Н E=+0,94 В MnO 4 +8Н + 5е → Mn 2 4Н 2 О Е=+1,51 В lgK 0 = 10·(1,51-0,940)/0,059=96,6. 78. Окислительно-восстановительные реакции это: 1. реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов; 2. реакции образования комплексов; 3. реакции нейтрализации; 4. нет верного ответа. Ответ: 1 – Окислительно-восстановительная реакция протекает с из- менением степени окисления элементов: Ce 4 +Fe 2 →Ce 3 +Fe 3 79. Количественной оценкой окислительно-восстановительных свойств ве- ществ является: 1. электродный потенциал; 2. разность электродных потенциалов; 3. кислотность раствора; 4. ионная сила раствора. Ответ: 1 – Количественной оценкой окислительно-восстановительной способности веществ является электродный потенциал окислительно- восстановительной пары. Например, KMnO 4 – сильный окислитель ( 5 , 1 E 2 4 Mn MnO 0 1 В), йод – слабый окислитель ( 54 , 0 E I 2 I 0 2 В). 80. Величина стандартного электродного потенциала пары железо(III) - желе- зо(II) равна +0,77 В. При каких значениях соотношений концентраций желе- за(III)/железа(II) величина электродного потенциала будет равна величине стандартного электродного потенциала? 1. 2:1; 2. 1:1; 3. 1:2; 4. 1:3. Ответ: 2 – Исходя из уравнения Нернста Е=Е 0 +(0,059/n)lg(a(Fe 3+ )/a(Fe 2+ )), величина электродного потенциала будет равна стандартному при равных активностях ионов железа(III) и железа(II): Е=Е 0 +(0,059/1)lg1 77 , 0 0 77 , 0 В. 25 81. Электродный потенциал это: 1. граница раздела «металл - раствор»; 2. разность потенциалов на границе раздела «металл - раствор»; 3. раствор электролита; 4. платиновая пластинка. Ответ: 2 – Для примера рассмотрим реакцию взаимодействия ионов олова(II) и железа(III). Ионы олова(II) будут отдавать электроны платиновой проволоке и превращаться в ионы олова(IV). В системе устанавливается рав- новесие Sn 4 +2е Sn 2 . Вследствие установления равновесия поверхность платиновой пластинки и раствор вблизи нее будут иметь различный заряд. Произойдет образование так называемого «двойного электрического слоя». На границе раздела «металл - раствор» возникает разность потенциалов, на- зываемая электродным потенциалом. Аналогичные процессы будут происхо- дить в системе, содержащей железо(III) и железо(II). 82. Укажите наиболее сильный окислитель: 1. висмутат натрия (Е=+1,80 В); 2. периодат калия (Е=+1,08 В); 3. перманганат калия (Е=+1,51 В); 4. персульфат натрия (Е=+2,01 В). Ответ: 4 – Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы определяют по отношению к потенциалу стандартного водородного электро- да, величину которого принято приравнивать к нулю. Поэтому, чем больше величина электродного потенциала, тем сильнее окислительные свойства вещества. В приведенных примерах наиболее сильным окислителем является персульфат натрия, величина стандартного потенциала которого равна +2,01 В. 83. Как изменится величина окислительно-восстановительного потенциала пары железо(III) – железо(II), если к раствору добавить порошок фторида на- трия: 1. увеличится; 2. уменьшится; 3. не изменится; 4. вначале уменьшится, потом увеличится. Ответ: 2 – Величина реального электродного потенциала зависит от многих факторов, в том числе и от концентрации окисленной и восстанов- ленной форм. При добавлении к раствору железа(III) фторида натрия проис- ходит процесс комплексообразования. Образуется довольно прочный ком- плекс гексафтороферрат(III), следовательно, уменьшается активность желе- за(III), т.е. окисленной формы. Согласно уравнению Нернста Е=Е 0 +(0,059/n)lg(a(Fe 3+ )/a(Fe 2+ )) с уменьшением активности железа(III) уменьшается величина электродного потенциала. 26 84. Как изменится величина окислительно-восстановительного потенциала пары перманганат – марганец(II), если повысить рН раствора прибавлением щелочи: 1. уменьшится; 2. увеличится; 3. не изменится; 4. увеличится, затем уменьшится. Ответ: 1 – MnO 4 +8Н +5е→Mn 2 +4H 2 O. Величина электродного по- тенциала по уравнению Нернста равна: ) Mn ( a ) H ( a ) MnO ( a lg n 059 , 0 E E 2 8 4 0 С уменьшением концентрации ионов водорода (увеличения рН) вели- чина электродного потенциала уменьшается. 27 Образование – клад, труд – ключ к нему. Буаст |