Учебно-методический комплекс (стр. 6 )

Опыт 2. Ионообменные реакции с образованием газа

В пробирку влейте 2- 3 мл раствора соды и к нему добавьте примерно такой же объём раствора соляной кислоты. Составьте молекулярное и краткое ионное уравнение прошедшей реакции.

Опыт 3. Ионообменные реакции с образованием слабых электролитов

В стаканчик влейте 5 -10 мл 2 М раствора гидроксида натрия и введите в раствор 2 – 3 капли спиртового раствора фенолфталеина – раствор приобретёт интенсивно красный цвет. Затем медленно вливайте в стаканчик при перемешивании 2 м раствор соляной кислоты до исчезновения окраски. Почему исчезает окраска раствора? Составьте молекулярное и краткое ионное уравнение прошедшей реакции. Сделайте общий вывод к трём проведённым опытам об условиях протекания ионообменных реакций.

Лабораторная работа № 8. Гидролиз солей

Опыт 1. Кислотно-щелочная среда растворов солей

В отдельные пробирки введите по несколько кристалликов следующих солей: ацетата натрия, хлорида алюминия или цинка, карбоната аммония, хлорида натрия. В каждую из пробирок прилейте по 2 – 3 мл дистиллированной воды, растворите соли и испытайте растворы универсальными индикаторными бумажками. Чем объясняется различие окраски индикатора в растворах? Составьте молекулярные и краткие ионные уравнения прошедших реакций гидролиза. Сделайте вывод.

Опыт 2. Совместный гидролиз двух солей

К 1 – 2 мл раствора сульфата алюминия прибавьте такой же объём раствора карбоната натрия. Что наблюдается? Составьте молекулярное и краткое ионное уравнение прошедшей реакции. Сделайте вывод об условиях полного гидролиза солей.

Лабораторная работа № 9. Окислительно-восстановительные реакции

Опыт 1. Восстановительные свойства металлов

В три пробирки налейте по 2 – 3 мл 0,1 М раствора H2SO4. В одну пробирку внесите гранулу цинка, во вторую – железную стружку, в третью – кусочек меди.

Составьте уравнения прошедших реакций. Сделайте вывод об условиях возможности взаимодействия металлов с кислотами.

Опыт 2. Влияние рН среды на окислительно-восстановительные реакции

В три пробирки налейте по 3 мл раствора перманганата калия. В одну пробирку прилейте 2 мл 1 М раствора H2SO4, во вторую – 2 мл Н2О, в третью – 2 мл 2 М раствора КОН.

В каждую пробирку добавьте по 3 мл раствора сульфита натрия.

Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций, учитывая, что для ионов MnO4 – характерна фиолетовая окраска, для ионов MnO42– − зелёная, для ионов Mn2+ − слабо-розовая, осадки MnO2 и Mn(OH)2 имеют бурый цвет.

Опыт 3. Окислительно-восстановительные свойства нитрит-иона

а) К подкисленному раствору иодида калия (под тягой) добавьте несколько капель раствора NaNO2 и несколько капель раствора крахмала. Что наблюдается?

б) К подкисленному раствору KMNO4 добавьте до обесцвечивания раствор NaNO2.

Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций. Объясните, какова функция NaNO2 в опытах а) и б).

Лабораторная работа № 10. Свойства s-элементов

Опыт 1. Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой

В две фарфоровые чашки налейте по 5 – 10 мл воды и опустите в одну чашку маленький кусочек металлического кальция, в другую маленький кусочек натрия или калия. Наблюдайте реакции, сравните интенсивность реакций. Прибавьте в оба раствора по 1 -2 капли раствора фенолфталеина. Напишите уравнения реакций. Сделайте вывод о связи интенсивности реакции с положением металла в периодической таблице элементов.

Опыт 2. Получение водорода

Внесите в пробирку пять капель 2 М раствора КОН и кусочек алюминия. Закройте пробирку пробкой с газоотводной трубкой (конец трубки должен быть оттянут). Подожгите выделяющийся газ. Поднесите к пламени холодное сухое стекло. Что наблюдается? Напишите уравнения реакций.

Опыт 3. Получение гидротартрата калия.

Налейте в пробирку 3 – 4 капли 2 М раствора соли калия и добавьте равный объём раствора гидротартрата натрия NaHC4H4O6 (кислой соли винной кислоты). Встряхните пробирку и наблюдайте образование малорастворимой соли калия. Напишите молекулярное и ионное уравнения реакции.

Опыт 4. Характерная окраска пламени солями кальция, стронция и бария

Соли кальция, бария и стронция окрашивают пламя соответственно в кирпично-красный, карминово-красный и зелёный цвета. Платиновую проволочку с ушком на конце опустите в концентрированную соляную кислоту и затем прокалите в пламени спиртовки. Очищенная таким способом проволочка не должна окрашивать пламя. Очищенную проволоку опустите в насыщенный раствор хлорида бария и затем внесите в пламя. Наблюдайте окраску пламени. Снова опустите проволочку в соляную кислоту, снова прокалите и повторите опыт с растворами солей кальция и стронция, каждый раз отмечая окраску пламени.

Опыт 5. Свойства карбонатов щелочноземельных металлов

В три пробирки внесите раздельно по 3 – 5 капель растворов солей кальция, стронция и бария. В каждую пробирку добавьте несколько капель раствора карбоната калия или натрия. Отметьте образование осадков. Добавьте в каждую пробирку несколько капель 2 М раствора соляной кислоты. Что наблюдается? Напишите молекулярные и ионные уравнения прошедших реакций.

Лабораторная работа № 11. Свойства p - и d - элементов

Опыт 1. Действие хлора, брома и иода на крахмал.

В три пробирки внесите по 5 – 6 капель свежеприготовленного крахмального клейстера и добавьте по 1 – 2 капли: в первую – хлорной воды, во вторую – бромной воды, в третью – иодной воды. Наличие какого галогена можно определить с помощью крахмала?

Опыт 2. Окисление цинка бромом

Внесите в пробирку 3 – 5 капель бромной воды и немного цинкового порошка. Перемешайте содержимое пробирки стеклянной палочкой. Отметьте обесцвечивание бромной воды и укажите причину этого явления. Напишите уравнение реакции.

Опыт 3. Реакция обнаружения галогенид-ионов

В три пробирки внесите по 3 – 4 капли растворов: в одну – хлорида, в другую – бромида, в третью – иодида. Затем в каждую пробирку добавьте несколько капель раствора нитрата серебра. Укажите цвет осадков хлорида, бромида и иодида серебра. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций.

Опыт 4. Взаимодействие сульфита натрия с дихроматом калия

Внесите в пробирку 5 – 6 капель раствора дихромата калия, 3 – 4 капли раствора серной кислоты и несколько кристаллов сульфита натрия. Размешайте стеклянной палочкой содержимое пробирки для ускорения растворения сульфита натрия. Отметьте переход оранжевой окраски раствора, характерной для иона Cr2O72–, в зелёную окраску, характерную для иона Cr3+. Напишите уравнение реакции.

Опыт 5. Вытеснение меди из растворов её солей активными металлами

Внесите в пробирку 5 – 6 капель раствора сульфата меди и опустите в раствор кусочек цинка или железа. Через несколько минут наблюдайте появление на кусочке металла красного налёта. Напишите уравнение реакции.

Опыт 6. Вытеснение медью менее активных металлов из растворов их солей

Внесите в пробирку 5 – 6 капель раствора нитрата серебра и опустите в него зачищенную наждачной бумагой медную проволочку. Наблюдайте на медной проволочке появление блестящего налёта. Напишите уравнение реакции.

Опыт 7. Окислительные свойства железа (III)

а) Внесите в пробирку 3 – 4 капли раствора FeCl3 и добавьте 1 – 2 капли раствора иодида калия. Наблюдайте окрашивание раствора. Напишите уравнение реакции.

б) Внесите в пробирку 3 – 4 капли раствора FeCl3 и добавьте кусочек цинка.

Что наблюдается в пробирке? Напишите уравнение реакции.

Лабораторная работа № 12. Качественное определение углерода и водорода в органических соединениях

При прокаливании органических веществ, смешанных с порошком оксида меди CuO, происходит лёгкое окисление органических веществ с выделением диоксида углерода и воды. Оксид меди при этом восстанавливается до металлической меди. Схематически процесс можно выразить следующим образом:

(C...H...) + 3CuO ® CO2 + H2O + 3Cu.

Практически всегда берут избыток оксида меди для того, чтобы вещество полностью сгорело и не было потери углерода в форме оксида СО, который не образует осадка с известковой водой.

Для открытия СО2 используют образование осадка карбоната кальция при прохождении СО2 через известковую воду:

Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3↓ + Н2О.

Для открытия воды используют безводный сульфат меди(II) белого цвета, принимающий голубую окраску в присутствии воды за счёт образования кристаллогидрата:

CuSO4 + 5H2O = CuSO4×5H2O

белый голубой

Выделение воды можно обнаружить также по образованию капель воды на стенке пробирки.

В пробирку насыпьте порошка CuO на высоту около 10 мм и затем добавьте около 1 г сахара. Смесь тщательно перемешайте. В пробирку вставьте трубку с изогнутой газоотводной трубкой. В газоотводную трубку введите несколько кристалликов белого безводного сульфата меди. Пробирку закрепите в лапке штатива почти горизонтально. Конец газоотводной трубки опустите в другую пробирку с известковой водой. При прокаливании смеси CuO с сахаром выделяющийся в известковую воду газ вызывает появление белого осадка карбоната кальция, а на стенках нагреваемой пробирки и газоотводной трубки появляются капельки воды. Кристаллы сульфата меди приобретают голубую окраску.

Лабораторная работа № 13. Очистка органических веществ перекристаллизацией

Кристаллизация является одним из основных методов очистки твёрдых органических веществ от примесей. Вещество, которое нужно очистить, растворяют при нагревании в подходящем растворителе. Выбирают такой растворитель, который при нагревании растворяет очищаемое вещество значительно лучше, чем на холоду. Выбираемый растворитель должен не растворять примеси или, напротив, хорошо растворять их на холоду (тогда при охлаждении раствора они не выпадут в осадок вместе с основным продуктом на фильтре, а останутся в маточном растворе).

Горячий раствор очищаемого органического вещества отфильтровывают от нерастворимых примесей. Фильтрат охлаждают, при охлаждении выделяются кристаллы очищаемого вещества. Выпавший осадок отфильтровывают и промывают на фильтре охлаждённым чистым растворителем, после чего осадок сушат в сушильном шкафу.

Внесите в стакан ёмкостью 100 мл около 2 г бензойной кислоты, туда же влейте около 80 мл воды. При перемешивании подогрейте воду почти до кипения или до полного растворения кислоты. Горячий раствор профильтруйте через бумажный фильтр. Фильтрат разделите на две пробирки. Одну пробирку оставляют в штативе для медленного охлаждения, другую пробирку охлаждают быстро в стакане с ледяной водой. Сравните размеры кристаллов в двух пробирках, объясните наблюдаемые различия.

№ 14. Получение метана и ацетилена и изучение их свойств

Опыт 1. Получение метана и изучение его свойств.

В пробирку, снабжённую газоотводной трубкой, внесите смесь примерно равных объёмов ацетата натрия и натронной извести. Держа пробирку в горизонтальном положении, нагрейте её до начала выделения газа. Подожгите выделяющийся газ. Напишите уравнения реакций.

Пропустите метан через раствор перманганата калия и через бромную воду. Что наблюдается? Сделайте вывод.

Опыт 2. Получение ацетилена и изучение его свойств.

В пробирку, снабжённую газоотводной трубкой, внесите кусочек карбида кальция, добавьте 5 – 6 капель воды и закройте пробирку пробкой. Подожгите выделяющийся из газоотводной трубки ацетилен. Чем отличается горение метана от горения ацетилена?

Пропустите ацетилен через раствор перманганата калия и через бромную воду. Что наблюдается? Сделайте вывод. Напишите уравнения проведённых реакций.

Лабораторная работа № 15. Определение температуры кипения жидкости

Укрепите в штативе пробирку с газоотводной трубкой. В пробирку влейте 10 мл этанола и внесите кусочек пористого камешка (цеолита или осколок кирпича) в качестве кипятильного камешка для предотвращения перегрева жидкости при подогревании. Закройте пробирку пробкой с вставленным в неё термометром со шкалой от 50 до 100 оС (ртутный баллончик термометра должен находиться на одном уровне с отводным отверстием в газоотводную трубку). Конец газоотводной трубки опустите в пробирку, которая, в свою очередь, опущена в стакан с ледяной водой. Медленно нагревайте пробирку со спиртом до кипения. Наблюдайте появление пара при кипении по появлению конденсата стекающего по стенкам пробирки. После подъёма пара до уровня отводного отверстия начинается сток конденсата по трубке в охлаждаемую пробирку. Следите за показаниями термометра. Запишите температуру кипения этанола.

Лабораторная работа № 16. Титриметрический анализ. Определение содержания щёлочи в растворе

К титриметрическим определениям по методу нейтрализации относят все объёмные определения, использующие реакцию нейтрализации между кислотами и основаниями:

H+ + OH─ = H2O.

Основными рабочими растворами являются растворы сильных кислот (обычно соляная или серная) или щелочей (NaOH или KOH). Вещества этих растворов не отвечают требованиям, предъявляемым к исходным веществам, поэтому их нельзя приготовить исходя из точной навески растворяемого вещества. Сначала готовят растворы приблизительной концентрации, а затем устанавливают их титр по какому-либо подходящему исходному веществу. Для установки титра растворов кислот чаще всего применяют буру Na2B4O7×10H2O, так как это вещество легко может быть получено в химически чистом состоянии перекристаллизацией из водного раствора, достаточно устойчиво при хранении и обладает большой молярной массой эквивалента.

Опыт 1. Приготовление рабочего раствора соляной кислоты и установка его титра по буре методом отдельных навесок.

Готовят 250 мл приблизительно 0,1 молярного раствора соляной кислоты. Для этого берут соляную кислоту с плотностью 1,19 г/мл. Это приблизительно 37 %-ный раствор, т. е. в 100 г такой кислоты содержится 37 г хлористого водорода. Молярная масса эквивалента соляной кислоты равна 36,46 г/моль, поэтому для приготовления 250 мл 0,1-нормалного раствора нужно взять 3,65/4 ≈ 0,91 г хлористого водорода. Определим массу 37 %-ного раствора, в котором содержится 0,91 г хлористого водорода из пропорции:

в 100 г раствора содержится 37 г HCl
в х г — „ — „ ― „ — „ 0,91 г HCl.

Искомая масса “х” равна приблизительно 2,4 г. Поскольку раствор соляной кислоты, удобнее отбирать по объёму, а не по массе, определим объём концентрированного раствора соляной кислоты, который необходимо отобрать с помощью пипетки или бюретки. Объём равен 2,4/1,19 ≈ 2 мл.

Для приготовления приблизительно 0,1 н кислоты отмеряют 2 мл концентрированной соляной кислоты и разбавляют водой до 250 мл в мерной колбе. Титр соляной кислоты обычно устанавливают титрованием отдельных навесок чистой перекристаллизованной буры. Установка по буре основана на том, что бура подвергается гидролизу, протекающему по уравнению

Na2B4O7 + H2O = 2NaOH + 4H3BO3.

Образующаяся при гидролизе щёлочь может быть оттитрована соляной кислотой:

NaOH + HCl = NaCl + H2O.

Суммируя оба уравнения, получим общее уравнение реакции, протекающей при титровании раствора буры соляной кислотой:

Na2B4O7 + 2HCl + 5H2O = 2NaCl + 4H3BO3.

Ход определения.

Берут три навески буры по 0,2000 г каждая, количественно переносят в конические колбы на 250 мл, в каждую колбу вливают по 50 мл воды и по 3 – 4 капли раствора метилоранжа. Бюретка, предназначенная для титрования, должна быть предварительно тщательно вымыта, ополоснута дистиллированой водой и приготовленным раствором соляной кислоты (два раза небольшими порциями).

Устанавливают уровень кислоты в бюретке на нулевом делении; необходимо проверить, чтобы в оттянутом носике бюретки не оставалось пузырьков воздуха. Поставив колбу с раствором буры на лист белой бумаги, титруют раствор буры до перехода окраски индикатора от жёлтой до розовой. Затем повторяют титрование с двумя другими растворами буры. Расхождение в объёме кислоты между повторными титрованиями не должно превышать 0,1 мл. В противном случае опыт повторяется, начиная с приготовления трёх точных навесок буры и далее, как описано, до тех пор, пока расхождение между параллельными определениями будет не больше, чем 0,1 мл.

После завершения титрования находят средний объём раствора соляной кислоты, пошедший на титрование 0,2000 г буры (VHCl), вычисляют титр (ТHCl) и молярную концентрацию эквивалента (СM (⅟1HCl)) рабочего раствора соляной кислоты. Титр вычисляют и записывают с точностью до шестого знака после запятой, молярную концентрацию эквивалента (нормальность) – с точностью до четвёртого знака после запятой.

M(½Na2B4O7×10H2O)...............M(HCl) 190,72 ......................36,46

m (Na2B4O7×10H2O)...................m(HCl) 0,2............х

и

Опыт 2. Определение содержания щёлочи в растворе.

Определение щёлочи основано на проведении реакции:

NaOH + HCl = NaCl + H2O.

Исследуемый раствор щёлочи в конической колбе разводят водой до приблизительно 50 – 70 мл и прибавляют 3 – 4 капли раствора фенолфталеина. Раствор приобретает интенсивную красную окраску. Затем раствор щёлочи титруют приготовленным заранее титрованным рабочим раствором соляной кислоты до исчезновения окраски раствора. Измеряют объём раствора соляной кислоты, пошедшей на титрование, и рассчитывают массу щёлочи (mNaOH), содержавшуюся в оттитрованном растворе по следующей расчётной формуле:

mNaOH = СM (⅟1HCl)×VHCl×M(⅟1NaOH)

Лабораторная работа № 17. Определение жёсткости воды.

Жёсткой называют воду с повышенным содержанием ионов Ca2+ и Mg2+. Количественно жёсткость воды определяется числом миллимолей эквивалентов этих ионов в сумме в 1 литре воды, т. е. жёсткость измеряется концентрацией ионов жёсткости (Ca2+ и Mg2+) в воде, выраженной в ммоль/л. Так как в ионобменных реакциях ионы Ca2+ и Mg2+, будучи двухзарядными ионами, обменивают по два эквивалента каждый, то Э(Са2+ ) = ½ Са2+ и Э(Mg2+) = ½ Mg2+, и, следовательно,

M(½ Са2+) = ½M(Са2+) = 20 г/моль и M(½ Mg2+) = ½M(Mg2+) = 12 г/моль.

Различают жесткость общую (Жобщ), карбонатную (Жк) и некарбонатную (Жнк). Карбонатная жёсткость в природных водах в основном обусловлена повышенным содержанием в них растворимых гидрокарбонатов кальция и магния – Ca(HCO3)2 и Mg(HCO3)2. Суммарная концентрация ионов магния и кальция, обусловленная их гидрокарбонатами, составляет карбонатную жёсткость воды, а суммарная концентрация этих ионов, обусловленная растворёнными солями их с другими кислотными остатками (SO42─, Cl─,, NO3─ и др. ) – некарбонатную жёсткость. Сумма карбонатной и некарбонатной жёсткости составляет общую жёсткость воды. Гидрокарбонаты кальция и магния в растворах термически неустойчивы и при кипячении воды разлагаются с выделением нерастворимых карбонатов, оседающих в виде накипи:

При контроле качества воды определяют её жёсткость. Общую жёсткость определяют комплексонометрическим титрованием, а карбонатную – титрованием соляной кислотой.

В основе комплексонометрического метода лежит титрование воды в присутствии аммиачного буферного раствора (рН = 10,0) и индикатора ( эриохром чёрный Т) раствором комплексона Б до перехода окраски раствора из розовой в голубую. Комплексоном Б называют динатриевую соль этилендиаминтетрауксусной кислоты:

NaOOCCH2 CH2COONa

\ /

N — CH2 — CH2 — N

/ \

HOOCCH2 CH2COOH

к о м п л е к с о н Б.

Опыт 1. Определение общей жёсткости воды.

В коническую колбу влейте 100 мл воды, добавьте 5 мл аммиачного буферного раствора и 4 – 5 капель индикатора эриохрома чёрного. Полученный раствор оттитруйте раствором комплексона Б до перехода розовой окраски в голубую. Титрование повторите ещё два раза. Титрование можно считать удовлетворительным, если последовательное титрование трёх проб воды не даёт расхождения в объёме расходуемого рабочего раствора более, чем на 0,1 мл.

Рассчитайте общую жёсткость воды по следующей формуле, являющейся следствием из закона эквивалентов:

,

где V1 – объём анализируемой воды, мл; V2 – объём раствора комплексона Б, мл; с2 – молярная концентрация эквивалента раствора комплексона Б, моль/л.

Результаты опыта оформите в виде таблицы:

Объём раствора комплексона Б	Молярная концентрация эквивалента комплексона Б	Объём воды, взятой на титрование	Общая жёсткость

Опыт 2. Определение карбонатной и некарбонатной жёсткости воды.

В коническую колбу влейте 100 мл воды, добавьте 2 – 3 капли метилоранжа. Полученный раствор оттитруйте раствором соляной кислоты до перехода жёлтой окраски в оранжевую. Повторите титрование ещё два раза.

Рассчитайте карбонатную жёсткость воды по следующей формуле:

,

где V1 – объём анализируемой воды, мл; V2 – объём раствора соляной кислоты, мл; с – молярная концентрация эквивалентов раствора соляной кислоты, моль/л; 1000 – коэффициент перевода моль/л в ммоль/л.

Вычислите некарбонатную жёсткость по формуле: Жнк = Жо − Жк.

Результаты опыта оформите в виде таблицы:

Объём раствора HCl	Молярная концентрация эквивалентов раствора HCl	Объём исследуемой пробы воды	Жёсткость воды
карбонатная	некарбонатная

1.9 Тематика и перечень контрольных заданий, вопросов к зачёту

и экзамену

Максимально возможное количество баллов за задания первого семестра – 1400.

Если студент в срок выполнит все задания первого семестра и наберёт в сумме не менее 1000 баллов за задания, он освобождается от сдачи зачёта.

Максимально возможное количество баллов за задания второго семестра – 2000.

Студент, набравший за задания первого семестра не менее 1100 баллов и не менее 1600 баллов за задания второго семестра, получает оценку «отлично» и освобождается от сдачи экзамена.

Студент, набравший за задания первого семестра не менее 1000 баллов и не менее 1200 баллов за задания второго семестра, может получить без экзамена оценку «хорошо», но за ним сохраняется право сдавать экзамен на оценку «отлично».

ЗАДАНИЯ НА ПРАКТИЧЕСКИЕ РАБОТЫ

Задание 1 (200 баллов)

1. Запишите электронные формулы следующих частиц: О, О2-, Со2+, Mn7+, Cl3+, Si.

2. Укажите числа протонов, нейтронов и электронов в каждой из следующих частиц: 17O, H-, 14C2+, 16O2-, 58Co, 60Co2+.

3. Запишите символы одноатомных частиц, состоящих из следующего числа протонов, нейтронов и электронов:

число р

число n 2

число е 1

4. Запишите уравнения ядерных реакций:

226Ra ® a + ...; 228Ra ® b - + ...; 232Th ® a + ...;

13N ® b+ + ...; 40K ® b - + ...; ? + n ® p + 14C.

5. а) Сколько молей электронов содержится в 0,01 моль Н2О?

б) Сколько протонов, нейтронов и электронов содержится в 0,001 мг изотопа 14С?

6. Сколько атомов каждого изотопа содержится в 1 г природного серебра (в природном серебре содержатся два изотопа 107Ag и 109Ag)?

Задание 2 (300 баллов)

1. Для BCl3, AsCl3, SiO44-, PH4+, HCO3-, CH4 определите:

а) ковалентность, степень окисления, координационное число и число неподелённых электронных пар центрального атома;

б) число s - и p-связей в каждой из частиц;

в) изобразите структурные формулы частиц;

г) предложите геометрические формы частиц.

2. а) Какие связи (ковалентные или ионные, полярные или неполярные) имеются в следующих частицах: F2, NaF, O2, BeCl2, CO2, AsCl3?

б) Какие из вышеперечисленных частиц обладают дипольным моментом?

3. По каким причинам (укажите кратко и чётко) наблюдаются следующие закономерные изменения:

а) уменьшение потенциалов ионизации атомов в группе VIIA от F к I;

б) уменьшение ионного радиуса изоэлектронных ионов от О2- к Al3+;

в) увеличение ковалентного радиуса атомов в группе VA от N к Bi;

г) уменьшение орбитального радиуса свободных атомов для 2-го периода от Li к Ne?

4. Вычислите стандартный тепловой эффект реакции

CaO + SiO2 = CaSiO3

по стандартным теплотам образования веществ. Происходит ли эта реакция при 298 К?

5. По стандартным теплотам образования веществ рассчитайте, сколько теплоты выделится при сгорании 32 граммов метана и 32 граммов графита.

6. Реакция горения метанола выражается следующим термохимическим уравнением

CH3OH(ж) + 1,5O2(г) = CO2(г) + 2H2O(ж); DrHo298 = -726,6 кДж/моль.

Молярная теплота испарения жидкого метанола равна +37,4 кДж/моль. Рассчитайте стандартную теплоту образования жидкого метанола.

Задание 3 (300 баллов)

1. Рассчитайте из справочных данных DrHo298 , DrSo, DrGo при Т = 298 К для реакции CO2(газ) + C(тв) = 2CO(газ)

Как изменится равновесие:

а) при добавлении СО2 в систему;

б) при повышении температуры;

в) при понижении общего давления в системе?

2. Для реакции 2H2(газ) + O2(газ) = 2H2O(газ)

DrHo298 = - 483,6 кДж/моль и DrSo298 = - 88,72 Дж/(моль×К). Рассчитайте DrGo и Кр при Т =1500 К. Возможно ли самопроизвольное протекание этой реакции при 5500 К?

3. При некоторой температуре равновесие в гомогенной системе

2NO + O2 « 2NO2

установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ:

[NO] = 0,2 моль/л; [O2] = 0,1 моль/л; [NO2] = 0,1 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходные концентрации NO и O2. Как следует изменить давление, чтобы увеличить выход NO2?

4. Как изменятся скорости прямой и обратной реакций

2SO2(г) + O2(г) « 2SO3(г)

при увеличении давления в два раза?

5. Начальные концентрации веществ в реакции

CO(г) + H2O(г) « CO2 (г) + H2(г); DrH> 0

были равны: С(СО) = 0,5 моль/л; С(Н2О) = 0,6 моль/л; С(СО2) = 0,4 моль/л; С(Н2) = 0,2 моль/л. Вычислите концентрации всех участвующих в реакции веществ в момент, когда прореагировало 60% СО. Как изменятся скорости прямой и обратной реакций при увеличении температуры системы?

6. Константа скорости реакции первого порядка равна 2,5×10-5 с-1. Сколько вещества останется непрореагировавшим через 10 часов после начала реакции? Начальная концентрация вещества равна 1 моль/л.

Задание 4 (600 баллов)

1. Вычислите молярную концентрацию, молярную концентрацию эквивалента и моляльную концентрацию 16%-ного раствора хлорида алюминия, плотность которого равна 1,149 г/см3.

2. Как изменится рН, если к 1 л 0,01 М кислоты HCN добавить:

а) 1 л воды,

б) 1л 0,01 М HCl,

в) 0,4 г NaOH?

3. Растворимость сульфата бария в воде составляет 1,05 ×10-2 моль/л. Вычислите:

а) концентрацию аниона и катиона в моль/л и г/л и ПР (BaSO4),

б) концентрацию катиона в растворе после добавления к 1 л насыщенного раствора BaSO4 1,42 г Na2SO4.

4. Запишите уравнения реакций в молекулярной и краткой ионной формах и найдите численные значения констант равновесия процессов (через соответствующие Ka, Kb или ПР):

а) K2SO4 + BaCl2 ® ...;

б) HSO4- + H2O ® H+ + ...;

в) NaOH + H2S ® NaHS + ...;

г) NaOH + H2S ® Na2S + ...;

д) NH3 + H2S NH4+ + S2-;

е) Al3+ + S2- + H2O ® Al(OH)3 + H2S.

5. Температура кристаллизации водного раствора, содержащего 66,3 г некоторого неэлектролита в 500 г воды, равна - 0,558оС. Вычислите молярную массу растворённого вещества. Криоскопическая константа воды равна 1,86.

6. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза солей Pb(NO3)2, Na2CO3, Co(CH3COO)2, CsCl. Какие значения рН (> 7,< 7 или = 7) имеют водные растворы этих солей?

Задание 5 (200 баллов)

1. Напишите уравнения реакций, которые будут протекать при смешивании следующих водных растворов (подбор коэффициентов проведите методом ионно-электронных полуреакций):

а) подкисленного раствора перманганата калия и раствора диоксида серы;

б) иода и гидроксида калия;

в) перманганата калия и щелочного раствора нитрита калия

2. Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса:

а) FeS2 + HNO3 ® NO + ...;

б) Fe3O4 + HNO3 ® NO2 + ...;

в) Fe3O4 + H2SO4 ® SO2 + Fe2(SO4)3 + ...;

Задание 6 (300 баллов)

1. Приведите структурные формулы и названия высших кислот (или гидроксидов) для элементов главных подгрупп 3-го периода ПС. Как изменяются их кислотные свойства?

2. Для соединения Na3[Cr(OH)6] определите внешнюю и внутреннюю сферы, центральный ион, его координационное число (сравните со степенью окисления и ковалентностью), лиганды. Запишите выражение константы устойчивости комплекса.

3. Предложите способы осуществления цепочки превращений и напишите уравнения соответствующих уравнений:

Cr ® Cr2O3 ® Na2CrO4 ® Cr2(SO4)3 ® Cr(OH)3 ® Na3[Cr(OH)6] ® CrCl3

Задание 7 (500 баллов)

1. Напишите структурные формулы всех возможных изомеров указанных углеводородов, каждому изомеру дайте название по систематической и рациональной номенклатурам:

а) 3-метилгексан; б) 2,3-диметилбутен; в) 1,2,3-триметилбензол; г) бутилацетилен.

2. Напишите структурные формулы веществ А и В. Дайте названия веществам по систематической номенклатуре:

Na

а) изопропил хлористый → А;

2[Ag(NH3)2

б) HC≡CH → В.

3. Дайте обоснованные ответы на следующие вопросы:

а) какое из указанных двух веществ кипит при более высокой температуре (при одинаковом внешнем давлении): С2Н5ОН или С2Н5Сl?

б) какой из спиртов лучше растворяется в воде:

СН3 – СН2 – СН2 – СН2ОН или НОСН2 – СНОН – СН2 – СН2ОН?

в) какое из указанных двух веществ обладает большей кислотностью: фенол или 2,6-диметилфенол?

4. Как с помощью химических реакций отличить:

а) пропановую кислоту от метилацетата,

б) бутанол от бутанона?

5. При действии брома на циклоалкан С5Н10 было получено бромопроизводное с содержанием брома 53,7%. Каково строение исходного углеводорода и полученного бромопроизводного?

Задание 8 (1000 баллов)

1. Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса:

а) FeAsS + HNO3 ® NO + Fe(NO3)3 + H3AsO4 + ....;

б) СН3-СН2-СНО + О2 ® СО2 + Н2О;

в) Н-СНО + О3 ® СО2 + Н2О.

2. Газообразное при комнатной температуре вещество имеет состав: С – 83,3 %, Н – 16,7%. 1 дм3 газа (при н. у.) имеет массу 3,21 г. Каковы молекулярная и наиболее вероятная структурная формулы этого вещества?

3. Напишите уравнения реакций, соответствующих следующей схеме

K2CrO4

Cr(OH)3

 

K2Cr2O7

Cr2(SO4)3

4. Можно ли действием PbO2 в кислой среде окислить:

а) I - до I2; Mn2+ до MnO4-; Cl - до Cl2, NO2- до NO3-? Дайте обоснованные ответы.

5. Какую информацию об органических веществах можно получить с помощью ИК-спектроскопии?

ЗАЧЁТНАЯ РАБОТА

(образец билета)

Часть 1. Теория

1. Дать определения понятиям: ковалентность, степень окисления, моль. Чему равны значения ковалентности и степени окисления атомов в следующих частицах и веществах: N2, N2O, NO3-, С(алмаз), С(графит)?

2. Что называется химическим равновесием? Выразите константы равновесия Кр и Кс через соответствующие равновесные давления (концентрации) для процессов:

CaCO3(тв) « CaO(тв ) + CO2(газ);

Н2(газ) + О2(газ) « Н2О(газ).

Часть 2. Задачи

1. В таблице указано количество протонов, нейтронов и электронов в одноатомных частицах. Запишите символы частиц и их электронные конфигурации в основном состоянии в виде квантовых ячеек.

Число р	Число n	Число е	Символ частицы	Электронная конфигурация
30	36	30
41	98	41
29	34	27
16	18	18
1	2	2

2. Вычислите рН: