Химия (стр. 1 )

Министерство образования и науки РФ

ФГБОУ ВПО

«Уральский государственный горный университет»

ХИМИЯ

Контрольные задания для студентов-заочников всех направлений

бакалавриата и специалитета

Екатеринбург 2013

Министерство образования и науки РФ

ФГБОУ ВПО «Уральский государственный горный университет»

ОДОБРЕНО

Методической комиссией горномеханического факультета УГГУ

« » 2013 г.

Председатель комиссии

профессор

.

ХИМИЯ

Контрольные задания для студентов - заочников всех направлений бакалавриата и специалитета

Издание УГГУ Екатеринбург,2013

А 94

Рецензент: , доцент кафедры ОПИ Уральского государственного горного университета

Учебное пособие рассмотрено на заседании кафедры химии 27 июня 2013 г. (протокол ) и рекомендовано для издания в УГГУ.

А 94 Химия: контрольные задания для студентов - заочников всех направлений бакалавриата и специалитета / - Екатеринбург: Изд-во УГГУ, 2013. - С.58

Контрольные задания состоят из 9 разделов, включающих задания по основным темам химии. Цель данного пособия - проверить знания по химии поступивших студентов - заочников, подготовить их к выполнению лабораторного практикума, усвоении материала в курсе лекций.

С. Уральский государственный горный университет, 2013 С ,2013

ОГЛАВЛЕНИЕ

1. Введение 5

2. Строение атома 6

3 . Химическая кинетика и равновесие 8

3.1. Скорость химических реакций 8

3.2. Химическое равновесие 10

4. Растворы электролитов 13

4.1. Концентрация растворов 13

4.2. Электролитическая диссоциация 18

4.3. Гидролиз солей 22

5. Окислительно-восстановительные процессы 25

5.1. Окислительно-восстановительные реакции 25

5.2. Гальванические элементы 28

5.3. Электрохимическая коррозия 31

5.3. Электролиз растворов 33

6. Номера вариантов 38

7. Список литературы 42

8. Приложение 43

Введение

Без химии трудно представить прогресс в горном деле. Все сферы горного производства пронизаны современной химической наукой и технологией. Поэтому горный инженер любой специальности должен обладать достаточными знаниями в области химии.

Основной вид занятий студентов–заочников – самостоятельная работа над учебным материалом. По курсу химии она складывается из следующих этапов: изучение материала по учебникам и учебным пособиям; выполнение контрольной работы, посещение лекций, выполнения лабораторного практикума, сдачи зачёта или экзамена в период экзаменационной сессии. К лабораторному практикуму допускаются только студенты, сдавшие в срок контрольные задания.

Контрольную работу студент должен писать в тетради и сдавать для регистрации в деканат. На обложке тетради указать фамилию, имя, отечество, номер группы, номер варианта, название специальности. Обязательно полностью переписать условия заданий, иначе работа не будет проверена. Вариант задания соответствует последним двум цифрам номера зачётной книжки (или студенческого билета) студента (номера вариантов «соответствующих заданий приведены в конце данной методической разработки»).

1.  Строение атома

Задание 1. Какой подуровень заполняется в атоме электронами после заполнения подуровня 4р?

Решение. Подуровню 4р отвечает сумме n+l, равная 4+1=5. Такой же суммой n+l характеризуют подуровни 3d(3+2=5) и 5s(5+0=5) . Однако состоянию 3d отвечает меньшее значение n(n=3), чем состоянию 4р, поэтому подуровень 3s будет заполняться раньше, чем подуровень 4р. Следовательно, в соответствии с правилом Клечковского после заполнения подуровня 4р будет заполняться подуровень 5d, которому отвечает на единицу большее значение n(n=5) .

Задание 2. Напишите электронные формулы атомов и ионов, укажите положение их в периодической системе (номер периода, группа, подгруппа): Na+; Cl-

Решение. Электронная формула химического элемента натрия следующая: 1s2 2s2 2p6 3s1. Oн расположен в третьем периоде, первой группе, главной подгруппе периодической системы .

Электронная формула иона Cl-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Хлор расположен в третьем периоде, седьмой группе, главной подгруппе периодической системы .

Каждое задание содержит 2 вопроса (а, б)

Задания к разделу 2

Номер задания	а) Укажите численные значения главного и орбитального квантовых чисел данных подуровней, рассчитайте последовательность их заполнения	б) Напишите электронные формулы предложенных атомов и ионов, укажите их положение в системе (номер периода, группа, подгруппа)
1	3p; 4s; 2p	Fe; Na+
2	3d; 4p; 3p	Co; Br-
3	5d; 4p 4d	Ni; Ba2+
4	3d; 4f; 5s	Zn; Ca2+
5	4d; 4s; 5s	Sn; S2-
6	6s; 4p; 4f	W; Bi3+
7	3d; 5s; 7p	S; La3+
8	4d; 6s; 5d	F; Tl3+
9	4p; 5p; 4f	Br; Zr4+
10	3d; 3p; 2s	Al; Hg2+
11	5d; 3s; 6s	Pb; Au3+
12	6d; 4f; 5p	Ge; Ag+
13	5d; 3p; 4d	Ga; Sb3+
14	7s; 6p; 4d	Ni; Bi3+
15	5d; 4p; 3d	Cl; Pb2+
16	5s; 6s; 4p	Y; Hf4+
17	6p; 5f; 6d	Zr; At-
18	5d; 5s; 4f	Ta; Ga3+
19	3s; 4d; 3p	Mo; Cu2+
20	5f; 4d; 4s	Cr; Se2-

3. Химическая кинетика и равновесие

3.1 Скорость химических процессов

В зависимости от характера реакции скорость определяется следующим образом. Для гомогенных систем (однородным по составу и свойствам) скорость измеряется:

V =

где V – скорость химической реакции, моль/л∙сек.

ΔC – изменение концентрации вещества за время Δτ = τ2 – τ1

τ1 – исходный момент времени, с,

τ2 – текущий момент времени, с (τ2 > τ1)

В гетерогенных системах (состоящих из 2х или более однородных частей, находящихся в разном фазовом состоянии) при определении скорости концентрации твердых веществ не учитываются. Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, концентрации, температуры, давления и присутствия катализаторов.

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ.

Пример 1. H2 + Cl2 = 2HCl

V® = k× СH2×СCl2

где k – константа скорости прямой реакции

СH2- концентрация водорода, моль/л

СCl2- концентрация хлора, моль/л

Концентрация веществ может обозначаться квадратными скобками, заключенными вокруг формулы вещества. Например, для этой реакции скорость прямой реакции можно записать так:

V® = k× [H2]×[Cl2]

Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 100 скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза

где γ – температурный коэффициент скорости реакции, значения которого для большинства реакций лежит в интервале от 2 до 4.

ν2 - скорость реакции при температуре t2, oC

ν1 - скорость реакции при температуре t1, oC

Пример 2. Температурный коэффициент скорости реакции равен 2,8. Во сколько раз возрастёт скорость реакции при повышении температуры от 200 до 75 0С?

Решение. t2 - t1 = 75 – 20 = 55 оС. Обозначив скорость реакции при 20о и 75о соответственно ν1 и ν2 получаем: ν2/ ν1 =2,855/10=2,85,5=287.

Скорость реакции увеличится в 287 раз.

2.2 Химическое равновесие

Состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакции равны, называют химическим равновесием. Состояние равновесия характеризуется константой равновесия Кс.

Гомогенная система:

2СО (г) + О2 = 2СО2 (г)

Кс=

где Ссо; СО2; ССО2 – равновесные концентрации веществ, моль/л.

Гетерогенная система:

Fe2O3 (т) + 3Н2 (г) = 3Fe (т)+3Н2О (г)

Кс=

В выражении константы равновесия концентрация твердой фазы не входит, так как она является практически постоянной величиной.

На состояние равновесия системы влияют давление, концентрация реагирующих веществ и температура. Система может находиться в состоянии равновесия бесконечно долго. Если изменить условия его существования, равновесие будет нарушено. Переход из одного равновесного состояния в другое называют смещением равновесия. Определить направление смещения равновесия позволяет принцип Ле Шателье: если находящаяся в равновесии система подвергается внешнему воздействию, равновесие смещается в направлении, которое способствует ослаблению этого воздействия.

Пример. 1 Для реакции N2 (г)+ 3H2 (г) = 2NH3 (г) в какую сторону смещается равновесие если увеличить концентрацию аммиака и давление?

Решение: С увеличением концентрации аммиака равновесие смещается влево. С увеличением давления в этой системе равновесие смещается вправо.

Пример 2. В системе А(г)+2В(г)=С(г) равновесные концентрации равны Сра =0,06 моль/л, Срв =0,12 моль/л, Срс =0,216 моль/л. Найти константу равновесия реакции и исходные концентрации веществ А и В.

Решение: Константа равновесия выражается уравнением:

Кс=== 250

Для нахождения исходных концентраций веществ А и В следует учесть, что согласно уравнению реакции, из 1 моль А и 2 моль В образуется 1 моль С. Поскольку по условию задачи в каждом литре системы образовалось 0, 216 моль вещества С, то при этом было израсходовано 0,216 моль вещества А и 0,216*2 = 0,432 моль вещества В. Таким образом, искомые исходные концентрации равны:

Соа = 0,06+0,216=0,276 моль/л,

Сов = 0,12+0,432=0,552 моль/л.

Задания к разделу 2.

21. Напишите выражение для константы равновесия реакции:

Si + 2Н2О ↔ SiO2+2H2

22. Рассчитайте исходную концентрацию СО для реакции, если равновесные концентрации [CO]=0,01, [СОS] = 0,03 моль/л.

Sb2S3+3CO=2Sb+3COS

23. Температурный коэффициент скорости реакции равен 2,5. Во сколько раз увеличится скорость, если температуру повысить на 40°?

24. В какую сторону сдвинется равновесие системы C+2N2O ↔ CO2+2N2 если увеличить объём системы?

25. Как повлияет на равновесие реакции СаCO3 ↔ CaO+CO2 -179 кДж, понижение температуры?

26. Напишите выражение для константы равновесия реакции:

Fе2О3 +3CO ↔2Fe + ЗСО2

27. Чему равна начальная концентрация NО2, если в момент равновесия

концентрация NO была 0,3 моль/л, О2 – 0,15 моль/л, NO2 - 0,2 моль/л.

28. Во сколько раз изменится скорость химической реакции, если температуру понизили с 25° до -15о при температурном коэффициенте скорости 2?

29. Куда сдвинется равновесие реакции Н2 +J2 ↔ 2HJ при уменьшении объёма системы в 3 раза?

30. Куда сдвинете я равновесие реакции N2О4 ↔ 2NO2 - Q, если повысить температуру в системе?

31. Напишите выражение для константы равновесия реакции:

2N2O ↔ 2N2 + O2

32. Чему равна скорость реакции СuO + 2HNO3 = Сu(NО3)2 + Н2О при

концентрации 3 моль/л и константе скорости реакции К = 0,4 ?

33. Во сколько раз уменьшится скорость химической реакции при снижении температуры с 50 до 20 С°, если температурный коэффициент равен 3 ?

34. В какую сторону сдвинется равновесие реакции CO + Н2О ↔ СО2 + Н2 при увеличении давления?

35. В какую сторону сдвинется равновесие реакции 2С + О2 ↔ 2СО; ΔН0 = - 105 кДж при понижении температуры?

36. Написать выражение для константы равновесия реакции:

2C2H4 (г) + 5O2 ↔ 4CO2 + 2H2O (пар)

37. Рассчитать начальную концентрацию кислорода для реакции, если равновесные концентрации кислорода равна 0,34 моль/л, а диоксида азота равна 0,72 моль/л.

2NO + O2 ↔ 2NO2

38. Температурный коэффициент скорости реакции равен 5. Во сколько раз увеличится скорость реакции, если температуру повысить с 800 до 1100С.

39. В какую сторону сдвинется равновесие реакции при уменьшении объёма системы: 2CO + O2 ↔ 2CO2

40. В системе: N2 + O2 ↔ 2NO ΔH0=180 кДж. Произошло повышение температуры. В какую сторону сдвинулось равновесие?

Задания 41-60 . Напишите математическое выражение Кс (константы химического равновесия) для обратимых реакций и укажите направление смещения равновесия при изменении условий:

А) уменьшении парциального давления одного из исходных газообразных веществ;

Б) понижении давления;

В) повышении температуры.

Номер задания	Уравнение реакции	ΔНо, кДж/моль
41	2N2O (г) + O2 (г) = 4NO (г)	196
42	4NH3 (г) + 5O2 (г) = 4NO (г) + 6H2O (г)	908
43	2H2S (г) + 3O2 (г) = 2SO2 (г) + 2H2O (г)	1038
44	CO2 (г) + H2 (г) = CO (г) + H2O (г)	41
45	2H2 (г) + O2 (г) = 2H2O (г)	-484
46	2SO2 (г) + O2 (г) = 2SO3 (г)	-196
47	2NO (г) + O2 (г) = 2NO2 (г)	-112
48	Fe3O4 + H2 (г) = 3FeO + H2O (г)	62
49	FeO + H2 (г) = Fe + H2O (г)	-272
50	C + H2O (г) = CO (г) + H2 (г)	131
51	CO (г) + H2O (г) = CO2 (г) + H2 (г)	-41
52	SO3 (г) + H2 (г) = SO2 (г) + H2O (г)	-144
53	H2 (г) + Cl2 (г) = 2HCl (г)	-184
54	FeO + CO (г) = Fe + CO2 (г)	-11
55	2ZnS + 3O2 (г) = 2ZnO + 2SO2 (г)	-878
56	N2 (г) + 3H2 (г) = 2NH3 (г)	-92
57	CaCO3 = CaO + CO2 (г)	175
58	2MgCl2 + 2O2 (г) = 2MgO + 2Cl2 (г)	82
59	Ca(OH)2 (т) = CaO (т) + H2O (г)	48
60	H2O (г) +CO (г) = CO2 (г) + H2 (г)	-41

4 Растворы электролитов