WWW.DISSERS.RU

БЕСПЛАТНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ БИБЛИОТЕКА

   Добро пожаловать!


Pages:     | 1 |   ...   | 3 | 4 || 6 | 7 |   ...   | 10 |

а) А + В = С, = 110 кДж;

б) D + E = 2F, = –45 кДж.

19. Сместится ли равновесие в следующих обратимых системах при повышении давления (если сместится, укажите, в какую сторону):

а) H2(г) + I2(г) = 2HI(г);

б) 4НСl(г) +О2(г) = 2Сl2(г) + 2Н2О(г);

в) Fe(тв) + Н2О (г) = FeO(тв) + Н2 (г).

20. Изменением каких параметров можно добиться смещения равновесия в системе Н2(г) + Вr2(г) = 2НВr(г), = –68,2 кДж в сторону образования бромоводорода 21. Реакция А(г) + В(г) = С(г), = –105кДж при определенных условиях является обратимой. Какое влияние на равновесное состояние этой обратимой системы окажут:

а) увеличение давления; б) понижение температуры; в) введение катализатора; г) увеличение концентрации вещества В 22. Определите степени окисления атомов элементов в веществах: НClО, NaNO3, МnO2, KСrO2, НNО3, NН3, NO, FeSO4, K2Сr2O7, LiH. Выделите типичные окислители, восстановители и вещества, способные проявлять оба свойства.

23. Укажите, в каких из приведенных ниже процессов происходит приобретение электронов, а в каких – потеря.

Напишите электронные уравнения указанных процессов:

1) Р0 P –3; 2) Сr+6 Сr+3; 3) Вr– Вr0;

4) Н–1 Н+1; 5) N+5N–3; 6) I0 I+5.

Какие типы окислительно-восстановительных реакций здесь представлены 24. Из перечисленных молекул и ионов выберите те, которые: а) могут быть только окислителями; б) только восстановителями; в) проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства: Fe, Fe2+, Fe3+, Сu, Сu2+, Cl2, Cl-, Мn, 2- 2МnО2, МnО4–, N2, NO3–, NO2–, S2-, SO, SO.

3 25. Какие из реакций, уравнения которых описаны ниже, являются окислительно-восстановительными Ответ поясните.

а) Fe2O3 + 6НCl 2FeCl3 + ЗН2О;

б) Fe2O3 + Н2 2FeO + Н2О;

в) 2Fe + 6НCl 2FeCl3 + 3Н2;

г) FeCl3 + 3KOH Fe(OH)3 + 3KCl;

д) 2FeCl2 + Cl2 2FeCl3.

26. Укажите окислитель и восстановитель в следующих реакциях:

а) Mg + H2SO4 MgSO4 + Н2;

б) Zn + CuCl2 ZnCl2 + Сu;

в) МnО2 + 4НCl МnCl2 + Cl2 + 2Н2О;

г) 2FeCl3 + 2KI 2FeCl2 + I2 + 2KCl;

д) О2 + 2Na2SO3 2Na2SO4.

27. Определите, какие реакции являются окислительно-восстановительными:

а) СаО + Н2О Са(ОН)2;

б) Са + 2Н2О Са(ОН)2 + Н2;

в) Н2 + I2 2HI;

г) HI + KОН KI + Н2О;

д) 2KI + Cl2 2KCl + I2.

28. Какие из реакций с участием меди и ее соединений являются окислительно-восстановительными Укажите окислитель и восстановитель.

а) Сu + Cl2 СuCl2;

б) СuCl2 + 2KОН Сu(ОН)2 + 2KCl;

в) CuSO4 + Fe FeSO4 + Сu;

г) СuО + Н2 Сu + Н2О;

д) СuО + 2НCl СuCl2 + Н2O.

29. Укажите окислитель и восстановитель и определите, к какому типу относятся окислительно-восстановительные реакции:

а) 2Аl + 6НCl 2АlCl3 + 3Н2;

б) 2KClО3 2KCl + О2;

в) 2Fe2O3 + СО 2Fe3O4 + СО2;

г) NH4NO3 N2O + 2Н2О;

д) 3S + 6KОН 2K2S + K2SO3 + ЗН2О.

30. Составьте уравнения следующих окислительно-восстановительных реакций, пользуясь методом электронного баланса:

1) KClO3 KCl + KClO4;

2) KClO3 KCl+O2;

3) NН4NO3 N2O+H2О;

4) СuO + CО Cu + СО2.

31. Напишите уравнения реакций, соответствующие следующей схеме:

Х + Y + H2SO4...

Х +Y + KOH...

Определите вещества X и Y. Предложите два разных решения.

32. Какие из следующих реакций являются окислительно-восстановительными:

1) Н2 + Cl2 … 5)(NH4)2Cr2О7 … 2) Mg + О2 … 6) FeS + HCl … 3) СаСО3 … 7) Na + Н2О … 4) NaOH + Н3РО … 8) Na2O + H2O … 33. Подберите коэффициенты в уравнениях следующих окислительно-восстановительных реакций:

1) Al + Fe3O Аl2О3 + Fe;

2) FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2;

3) Mg + HNO3(paзб) Mg(NO3)2 + NH4NO3 + H2O;

4) Al + NaOH + H2O Na[Al(OH)4] + H2.

34. Используя метод электронного баланса, подберите коэффициенты в уравнениях следующих окислительновосстановительных реакций:

1) Cu2S + О2 СuO + SO2;

2) Р + KClО3 Р2О5 + KCl;

3) Fe(OH)2 + О3 + Н2О Fe(OH)3;

4) Са3(РО4)2 + С + SiO2 CaSiO3 + P + CO.

35. Напишите уравнения следующих реакций:

Cu + H2SO4(конц) Fe + H2SO4(разб) Составьте электронные схемы.

36. Напишите уравнения реакций, описывающих превращение S+4 S+6 в кислой и щелочной средах.

37. Напишите уравнения реакций, описывающих превращение Сr+2 Сr+3 в кислой и щелочной средах.

38. Напишите уравнения реакций, описывающих превращение Р-3 Р+5 в кислой и щелочной средах.

39. Напишите уравнение реакции между хлоридом железа (II) и нитратом натрия в подкисленном растворе.

40. Напишите уравнение реакции между сульфатом железа (III) и йодоводородной кислотой.

41. Напишите уравнения реакций, протекающих в водной среде:

a) Cu + FeCl3 Х +...;

б) X + KМnО4 + H2SO4 … Определите неизвестное вещество X.

42. Напишите уравнения реакций:

a) KNО2 + KI + H2SO4 X +... ;

б) Х + Р...

Определите неизвестное вещество X.

43. Напишите уравнения реакций:

а) KClО3 + Р X +... (при нагревании);

б) X + СаО... (при нагревании) Определите неизвестное вещество X.

44. Напишите уравнения реакций:

a) HCl(конц) + K2Cr2O7 X + Y +... ;

б) Х + KОН(изб)....

Определите неизвестные вещества X и Y.

45. Напишите уравнения реакций, соответствующие следующим схемам:

1) FeBr3 X FeSO4;

2) CuSO4 X Cu(NO3)2.

46. Напишите уравнения реакций, соответствующие следующим превращениям:

а) Р -3 Cl-1 N-3 Сu+2;

б) Cu+l S+4 Na+1 Fe+3.



47. Напишите уравнения следующих реакций:

Н2О2 + KМnО4 + H2SOН2О2 + K2Сr2O7 + H2SOFe(CrO2)2(TB) + K2СО3(ТВ) + О2 Fe2O3 + K2CrO4 +...

PH3 + KMnO4 + H2SO4...

48. Составьте уравнения следующих окислительно-восстановительных реакций:

1) Fe(OH)2 + NaBrO + H2O... 8) НI + H2SO4(конц) … 2) Zn + KClO3 + KОН + Н2О... 9) FeSO4 + Br2 + H2SO4...

3) KNO3 + Аl + KОН + Н2О... 10) Na3[Cr(OH)6] + Cl2 + NaOH...

4) МnО2 + О2 + KОН K2МnO4 +... 11) Na2Cr2O7 + NaNO2 + H2SO4...

5) KMnO4 + SO2 + Н2О... 12) CrCl3 + NaClO + NaOH...

6) Fe2(SO4)3 + KI... 13) CuO + NH3...

7) NaNO2 + Cl2 + NaOH... 14) HNO2 + H2S...

49. Какая масса перманганата калия потребуется для окисления сульфита калия массой 8 г, находящегося в нейтральном растворе 50. Хватит ли раствора массой 120 г с массовой долей перманганата калия 4 % для окисления раствора массой 50 г с массовой долей сульфита натрия 3 %, который содержит также гидроксид калия 51. Какой объем сероводорода, измеренный при нормальных условиях, прореагирует с раствором молекулярного йода массой 150 г, массовая доля I2 в котором составляет 2 % 52. Какая масса дихромата калия (в подкисленном растворе) необходима для окисления 14 г железа 53. При взаимодействии йодида калия с перманганатом калия в сернокислом растворе образовалось 1,2 г сульфата марганца (II). Вычислите массу вступившего в реакцию йодида калия.

54. При взаимодействии свежеосажденного гидроксида железа (II) с водным раствором перманганата калия образовалось 1,74 г оксида марганца (IV). Рассчитайте массу образовавшегося соединения железа (III).

6. РАСТВОРЫ И ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ Растворы с низким содержанием растворенного вещества называются разбавленными, с высоким – концентрированными.

Состав раствора может выражаться разными способами – как с помощью безразмерных единиц (долей или процентов), так и через размерные величины – концентрации (величины, характеризующие число частиц, отнесенное к единице объема).

В химии концентрацию обычно измеряют не числом частиц, а числом молей в единице объема.

Наиболее употребительны следующие способы выражения содержания растворенного вещества в растворе:

1. Массовая доля () – отношение массы растворенного вещества к массе раствора.

Массовую долю выражают в долях единицы. Не следует смешивать растворимость веществ и массовую долю растворенного вещества. Растворимость вещества показывает, сколько вещества в граммах может раствориться в 1 л воды или сколько вещества в граммах может раствориться в 100 г растворителя. Единицами растворимости являются грамм на литр (г/л) или грамм на 100 г растворителя. Массовая доля растворенного вещества показывает долю этого вещества, содержащегося в растворе. Она выражается только числом.

Например, для сплава Вуда, содержащего 4 массовые части (мас. ч.) висмута, 2 мас. ч. свинца, 1 мас. ч. олова и 1 мас. ч.

кадмия, массовая доля компонентов раствора соответственно равна 0,50; 0,25; 0,125 и 0,125.

Мольная доля – отношение числа моль данного вещества в растворе к общему числу моль веществ (в общем случае число компонентов раствора i 2), образующих раствор:

ni xi =, ni где xi и ni – мольная доля и число моль i-го компонента; ni – общее число моль.

Например, для сплава Вуда, содержащего 1,00 моль Bi, 0,50 моль Pb, 0,44 моль Sn и 0,46 моль Cd, мольная доля последнего равна 0,192 (0,46 : 2,40).

2. Молярная концентрация, или молярность – отношение количества растворенного вещества к объему раствора.

Обычно молярность обозначается СМ или (после численного значения молярности) М. Так, 2М H2SO4 означает раствор, в каждом литре которого содержится 2 моль серной кислоты, т.е. СМ = 2 моль/л. Растворы, содержащие в 1 л 1 моль вещества, называют молярными; 0,1 моль – децимолярными; 0,01 моль – с антимолярными; 0,001 моль – миллимолярными и т.д.

3. Нормальная концентрация, или нормальность (СН). Под нормальностью раствора понимают число эквивалентов вещества, растворенного в 1 л раствора. Раствор, содержащий 1 моль эквивалентов в 1 л, называется нормальным.

Эквивалент – реальная или условная частица вещества, равноценная в данной реакции одному атому водорода, одному электрону и т.п.

Например, в реакции b c d A + B C + D a b a b b условная частица B, равноценная одной частице А, является эквивалентом вещества В в данной реакции. Множитель a a называют фактором эквивалентности вещества В.

Фактор эквивалентности fэкв – число, обозначающее, какая доля условной частицы вещества реагирует (эквивалентна) с одним ионом водорода в данной кислотно-основной реакции или с одним электроном в данной окислительновосстановительной реакции.

Различают эквивалент элемента в соединениях, окислительно-восстановительный эквивалент, объемный эквивалент, обменный эквивалент.

Фактор эквивалентности элемента в бинарных водородсодержащих соединениях рассчитывают по определению:

HCl – фактор эквивалентности хлора равен 1, H2S – фактор эквивалентности серы равен 1/2; NH3 – фактор эквивалентности азота равен 1/3; CH4 – фактор эквивалентности углерода равен 1/4.

Фактор эквивалентности элемента в подобного типа соединениях можно определить и по его валентности. Эквивалент – величина обратная валентности (fэкв = 1/В, где fэкв – фактор эквивалентности элемента; В – его валентность). Так как валентность – величина непостоянная для многих элементов, то и эквивалент – величина переменная.

Например, углерод и кислород образуют два соединения СО и СО2:





Формулы веществ ………………… СО СООтношение масс элементов ………12 : 16 = 6 : 8 12 : 32 = 3 : Эквивалент углерода ……………… 1/2 1/Эквивалентным объемом называют объем, который занимает при данных условиях 1 эквивалент газообразного вещества. Например, при нормальных условиях эквивалентный объем водорода равен 11,2 л, эквивалентный объем кислорода равен 5,6 л. По этим величинам можно рассчитывать эквиваленты других веществ, которые взаимодействуют, выделяя водород или кислород.

Обменным эквивалентом характеризуют вещество в кислотно-основных реакциях. Это реальная или условная частица вещества, которая может присоединять, высвобождать или каким-то иным способом взаимодействовать с одним ионом водорода (или другого одновалентного элемента).

Например:

- в реакции H3PO4 + NaOH NaH2PO4 + H2O одна молекула кислоты реагирует с одним гидроксид-ионом, следовательно, эквивалент ортофосфорной кислоты в данной реакции равен 1 молекуле H3PO4 и fэкв(H3PO4) = 1;

- в реакции H3PO4 + 2NaOH Na2HPO4 + 2H2O условная частица (эквивалент), реагирующая с двумя ОН–-ионами (равноценными двум Н+) – это 1/2 молекулы H3PO4 и fэкв(H3PO4) = 1/2;

- в реакции H3PO4 + 3NaOH Na3PO4 + 3H2O эквивалент кислоты равен 1/3 молекулы H3PO4 и fэкв(H3PO4) = 1/3.

Таким образом, обменный эквивалент – величина непостоянная и определяется числом обмениваемых или замещаемых атомов конкретного соединения.

Окислительно-восстановительный эквивалент – реальная или условная частица, которая может присоединить или высвободить один электрон. Различают эквивалент окислителя и эквивалент восстановителя:

fэкв(окислителя) = 1/число присоединенных электронов;

fэкв(восстановителя) = 1/число отданных электронов.

Масса 1 моль эквивалента называется молярной массой эквивалента (Мэ). Она равна произведению фактора эквивалентности fэкв на молярную массу вещества: Мэ = fэкв·М.

4. Титр (Т). При количественном определении вещества методом титриметрического анализа часто пользуются растворами определенной концентрации, которая может быть выражена в граммах, содержащихся в 1 мл этого раствора. Такую концентрацию называют титром и обозначают Т. Раствор, титр которого известен, называют титрованным. Титр раствора можно рассчитать, если известны объем и масса растворенного вещества. Связь между титром и нормальной концентрацией описывается уравнением:

Сн = 1000Т/Мэ; Т = m/V.

5. Моляльная концентрация, или моляльность (Сm) – количество вещества (в моль), содержащееся в 1 кг растворителя.

Примеры:

1. Найти молярную концентрацию 30 %-ной серной кислоты (плотность раствора 1,22 г/мл).

Решение:

Дано:

(H2SO4) = 30 % 1. Поскольку молярная концентрация и массовая доля растворенного вещества не зависят от = 1,22 г/мл общей массы раствора, можно выбрать любое удобное количество раствора, например, 1 л. Масса раствора m равна произведению объема раствора V на его плотность :

С(H2SO4) – m = V = 1000 мл ·1,22 г/мл = 1220 г.

2. Найдем количество серной кислоты в этом растворе:

m(H2SO4 ) m(р - ра)(H2SO4) 1220г 0,n(H2SO4) = = = = 3,73 моль.

M (H2SO4) M (H2SO4) 98 г/моль 3. Молярная концентрация серной кислоты С(H2SO4) равна отношению количества вещества серной кислоты n(H2SO4) к объему раствора V:

С(H2SO4) = n(H2SO4)/ V = 3,73 моль/1 л = 3,73 моль/л.

Ответ: 3,73 моль/л H2SO4.

2. Массовая доля сульфата калия в насыщенном при 10 °С водном растворе равна 8,44 %. Вычислите массу сульфата калия, которая растворится в 100 г воды при этой же температуре.

Решение:

Дано:

Пусть масса сульфата калия m(K2SO4) равна (K2SO4) = 8,44 % х г, тогда масса его раствора m = х + 100, а массовая доля соли (K2SO4) равна:

m (Н2О) = 100 г (K2SO4) = х/(х + 100) = 0,0844 (по условию), откуда х = 9,22 г.

m (K2SO4) – Ответ: 9,22 г K2SO4.

3. В 100 мл воды растворили 20 г пентагидрата сульфата меди (II). Рассчитайте массовую долю соли в полученном растворе.

Дано:

Решение:

m(CuSO4·5H2O) = 20 г 1. Для определения массовой доли вещества надо найти две величины: массу вещества V (Н2О) = 100 мл m(CuSO4·5H2O) и массу раствора m. В данном случае (CuSO4) – m = m(H2O)+ m(CuSO4·5H2O) = 100 + 20 = 120 г.

2. Для определения массы вещества надо рассчитать, сколько безводной соли CuSO4 содержится в 20 г кристаллогидрата CuSO4·5H2O.

m(CuSO4 5H2O) 20 г n(CuSO4) = n(CuSO4 · 5H2O) = = = 0,08 моль.

M (CuSO4 5H2O) 250 г/моль Масса безводной соли равна:

m(CuSO4) = n(CuSO4) · M(CuSO4) = 0,08 моль · 160 г/моль = 12,8 г.

3. Массовая доля сульфата меди (II) равна:

(CuSO4) = m (CuSO4)/m = 12,8 г/120 г = 0,107 (или 10,7 %).

Ответ: 10,7 % CuSO4.

4. Сколько граммов нитрата серебра выпадает в осадок из 10 г раствора, насыщенного при 80 °С, при охлаждении его до 20 °С Растворимость нитрата серебра составляет 635 г при 80 °С и 228 г при 20 °С.

Решение:

Дано:

Найдем состав исходного раствора. Массовая доля вещества в насыщенном растворе () m(р-ра) = 10 г связана с растворимостью (s) соотношением:

s80 °C = 635 г = s/(s + 100).

s20 °C = 228 г При 80 °С (AgNO3) = 635/735 = 0,864.

m (AgNO3) – m (AgNO3) = (AgNO3) m = 0,864·10 г = 8,64 г.

Пусть при охлаждении выпало х г AgNO3. Тогда масса конечного раствора равна 10 – х, а массовая доля соли в охлажденном растворе равна (AgNO3) = (8,64 – х)/(10 – х) = 228/328, откуда х = 5,54 г.

Ответ: 5,54 г AgNO3.

Pages:     | 1 |   ...   | 3 | 4 || 6 | 7 |   ...   | 10 |










© 2011 www.dissers.ru - «Бесплатная электронная библиотека»

Материалы этого сайта размещены для ознакомления, все права принадлежат их авторам.
Если Вы не согласны с тем, что Ваш материал размещён на этом сайте, пожалуйста, напишите нам, мы в течении 1-2 рабочих дней удалим его.