ХИМИЯ
вариант 12
(№12) При сжигании 1,635 г цинка образуется 2,035 г оксида. Вычислите эквивалентную массу цинка.Определим, сколько кислорода было использовано. Согласно закону сохранения массы 2,035-1,635=0,4 г.
По закону эквивалентов m(Zn)/Mэ(Zn)=m(O2)/Mэ(O2), подставив значения получим: 1,635/ х=0,4/8 х=8.1,635/0,4 х=32,7.
Ответ: эквивалентная масса цинка 32,7.
(№32) Так как порядковый номер элемента 39, это Иттрий. Его символ – Y. Число протонов соответствует порядковому номеру, поэтому в ядре Иттрия будет 39 протонов. Для вычисления нейтронов необходимо из нуклонного числа (массового числа) вычесть протонное число (порядковый номер) 89-39=50, таким образом в ядре Иттрия будет 50 нейтронов.Иттрий располагается в V периоде, IIIгруппе, побочной подгруппе, это d-элемент. Накопление d-электронов идет на 4 энергетический подуровень. Всего у Иттрия 5 энергетических подуровней по номеру периода, в котором он стоит. Его электронная формула: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d1.
Электронно-графическая формула Иттрия в основном состоянии:
↑ |
4d-подуровень с одним неспаренным d-электроном.
↑↓ |
5s-подуровень с двумя спаренными s-электронами.
(№52) Элемент под порядковым номером 50 – Станнум, располагается в V большом периоде, IV группе, главной подгруппе периодической системы химических элементов. Согласно своему расположению в V периоде Станнум имеет 5 энергетических уровней, на которых располагаются 50 электронов. Электроны накапливаются на внешний энергетический уровень (главная подгруппа). Здесь будет 4 валентных электрона (по номеру группы).Электронная формула Станнума: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105s25p2.
Так как на внешнем уровне есть s - и р-электроны, это р-элемент.
В основном состоянии Станнум имеет два спаренных s-электрона и два неспаренных р-электрона:
↑ | ↑ |
5 р-подуровень
↓↑ |
5 s-подуровень
В связи с наличием вакантной р-орбитали может происходить расспаривание s-электронов и переход одного s-электрона на свободную р-орбиталь. В возбужденном состоянии атом Станнума будет иметь четыре неспаренных электрона:
↑ | ↑ | ↑ |
5 р-подуровень в возбужденном состоянии
↑ |
5 s-подуровень в возбужденном состоянии.
Возможные степени окисления: 0 – в простом веществе, +2,+4. Более устойчивы соединения со степенью окисления станнума +4.
Хотя Станнум имеет четыре электрона на внешнем уровне, у него пять энергетических уровней, что обеспечивает довольно большой радиус атома. Элемент проявляет металлические свойства. Подобно металлам простое вещество олово проявляет восстановительные свойства, т. е. отдает электроны с наружного уровня:
Sn+2Cl2=SnCl4 Sn0-4e=Sn+4.
С помощью реакции Mg2Sn+4HCl=2MgCl2+SnH4 получают гидрид станнума. Это ядовитый газ, очень непрочный, уже при нулевой температуре разлагается с выделением металлического олова. Газообразное состояние гидрида указывает на сходство станнума с неметаллическими элементами, в то время, как неустойчивость этого соединения свидетельствует о близости к металлам.
Формула высшего оксида SnO2. Он имеет амфотерный характер – растворяется в сильных кислотах и расплавленных щелочах. Соответствующий гидроксид имеет также амфотерные свойства. Его получают из растворов солей Станнума +4 при рН=9 – Н2Sn(OH)6 – гексагидрооксооловянная кислота. Амфотерность ее характера подтверждает ее взаимодействие и с кислотами:
H2Sn(OH)6+4HNO3=Sn(NO3)4+ 6H2O,
и с щелочами: H2Sn(OH)6 +2KOH=K2[Sn(OH)6] + 2H2O.
(№72) В соединении LiCl ионный тип связи. Ионный тип связи образуется, если разность электроотрицательностей атомов больше 1,7. У лития электроотрицательность=1, у хлора =3. Разность составляет 2, что, безусловно больше показателя 1,7. Электрон от лития, менее электроотрицательного элемента, перходит к хлору, более электроотрицательному элементу: Li+1Cl-1.При соединении атомов Нитрогена с абсолютно одинаковой электроотрицательностью, равной 3 (разность =0), образуется молекула азота с ковалентным неполярным типом связи. Согласно теории Гилберта Льюиса, атомы стремятся заполнить свой внешний энергетический уровень до конца и приобрести конфигурацию благородных газов - правило октета - на внешнем энергетическом уровне у благородных газов всегда располагается 8 электронов. При образовании химических связей возникают пары электронов, которые принадлежат одновременно двум атомам. Нитроген расположен в пятой группе и имеет на внешнем энергетическом уровне пять электронов, три из которых неспаренные: 2s22pxpypz. До восьми ему не хватает трех электронов, поэтому при образовании связи между атомами Нитрогена будет образовываться три общих электронных пары, одновременно принадлежащих обоим атомам. В их образовании принимают участие по три неспаренных электрона от каждого атома. Одна общая электронная пара соответствует одной ковалентной связи. Поскольку между атомами Нитрогена образуется три пары – связь будет кратной – тройной: N≡N.
Зная величины энтальпии для отдельных веществ. Можно вычислить энтальпию реакции:
ДНr= У nДН - УДНi, где ДНr –энтальпия реакции, ДН, ДНi - энтальпии образования конечных и исходных веществ, n – стехиометрический коэффициент ( применительно для данной реакции).
ДН0(Н2)=0, ДН0(I2г)= 62,43 кДж/моль, ДН0(НI)= 26,36 кДж/моль.
ДНr= 2Ч26,36-(62,43+0)= -9,71 кДж/моль.
Значение энтальпии отрицательно, что указывает на экзотермическую реакцию.
Надо отметить, что реакция протекает как экзотермическая при условии – йод находится в газообразном состоянии. Если кристаллический йод будет взаимодействовать с водородом, то реакция будет эндотермической: ДНr=52,72 кДж/моль. Поэтому, чтобы реакция протекала при стандартных условиях, необходимо сначала провести возгонку йода и получить его в газообразном состоянии.
(№ 000) H2(г)+I2(г )↔2HI(г )Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ описывается законом действующих масс: скорость химической реакции при постоянной температуре прямопропорциональна концентрации реагирующих веществ. Математическое выражение закона для данной реакции будет иметь вид: v=k c (H2)Чc(I2).
Для расчета изменения скорости реакции при изменении температуры воспользуемся математическим выражением закона действующих масс:
v(T2)/v(T1)=ɤ(T2-T1)/10 v(T2)/v(T1)=3,7(399-339)/10=3,76=2565,73. Скорость реакции при повышении температуры увеличится в 2565,7 раза.
Если изменить концентрацию первого вещества в 3 раза, а второго – в 4 раза, то согласно закону действующих масс скорость реакции изменится в
v2/v1=3Ч4/1=12 Скорость реакции увеличится в 12 раз.
Если давление в системе увеличили в 3 раза, соответственно в три раза увеличится и концентрация реагирующих веществ. По закону действующих масс скорость для данной реакции изменится v2/v1=3Ч3/1=9 – скорость реакции увеличится в 9 раз.
Стрелка показывает, что данная реакция обратимая, а значит через какой-то промежуток времени наступает состояние химического равновесия, когда скорость прямой и обратной реакций равна. К – константа равновесия представляет собой отношение констант скорости прямой и обратной реакций. Математическое выражения закона действующих масс при химическом равновесии: К=с(НI)2/ c (H2)Чc(I2).
Чтобы сместить реакцию вправо, т. е. в сторону прямой реакции, необходимо увеличить концентрацию исходных веществ, например, постоянно добавлять их в систему, уменьшить концентрацию продукта - постоянно выводить его из системы. Изменение давления для данной реакции будет одинаково влиять и на прямую, и на обратную реакцию, а значит не приведет к смещению в сторону прямой. Так как данная реакция экзотермическая, для смещения равновесия вправо в системе необходимо снизить температуру.
7.(№ 000) Na2SeO3+Cl2+2NaOH→Na2SeO4+2NaCl+H2O
Se+4-2e→Se+6 процесс окисления
2Cl0+2e→2Cl-1процесс восстановления
3H2MnO4→2HMnO4+MnO2+2H2O
Mn+6-e→Mn+7 процесс окисления
Mn+6+2е→ Mn+4 процесс восстановления.
(152) Для нахождения величин воспользуемся данными. Молярная концентрация раствора НСlO4 равна 11,6 моль/л. Объем нашего раствора 75мл или 0,075л. Отсюда выразим количество вешества НСlO4, которое использовалось для приготовления данного раствора n (НСlO4)=cЧV=11,6 моль/лЧ0,075=0,87 моль. Переведем количество вещества в массу. М(НСlO4)=1+35+64=100г/моль. m=MЧn=100г/мольЧ0,87моль=87г. Молярная доля НСlO4 в растворе составляет 29, 46%. Молярная доля – отношение количества вещества к общей сумме молей в смеси. Т. к. в растворе вещество и растворитель, найдем количество вещества растворителя:0,2946=0,87/0,87+х Х+0,87=0,87/0,2946 х=2,08 моль (растворителя). Переведем количество вещества растворителя в массу. М(Н2О) =18г/моль. m=18г/мольЧ2,08 моль=37,44г. Найдем массу всего раствора mр-ра=mв-ва+mH2O=87+37,44=124,44г. Зная массу вещества и массу раствора, легко определим массовую долю вещества в растворе: W= mв/ mр-раЧ100%=87/124,44Ч100%=69,913%.
Зная объем и массу раствора, определим его плотность ƿ=m/V=124,44 г/75мл=1,66г/мл.
Моляльная концентрация – количество растворенного вещества / массу растворителя в килограммах. СМ=0,87моль/0,03744 кг=23,24 моль/кг.
Нормальность – отношение числа эквивалентов растворенного вещества к объему раствора в литрах. СН= nэ/Vp-pa nэ=m/Mэ=87/100=0,87
. СН=0,87/0,075=11,6 моль/л.
Ответ: масса растворенного вещества 87г, масса растворителя 37,44г, объем раствора 75мл, плотность раствора 1,66 г\мл, массовая доля 69,9%, молярная доля 29,46%, молярная концентрация 11,6 моль/л, моляльная концентрация 23,24 моль/кг, нормальная концентрация 11,6 моль/л.
(172) Второй закон Рауля определяет зависимость температуры кипения раствора от концентрации растворенного вещества.Дt0кип=КкипЧсm сm – моляльная концентрация раствора. Дt0кип=0,70С
сm = n(C10H8)/0,2=0,625/0,2=3,125 моль/кг Ккип=. Дt0кип/ сm =0,7/3,125=0,224
Ответ: эбулиоскопическая константа эфира =0.224.
(№ 000) ПР (ВаСО3)=8Ч10-9, Vp-pa=200мл.
Произведение растворимости вычисляется как произведение концентрации ионов в степенях стехиометрических коэффициентов труднорастворимого электролита в насыщенном растворе при постоянных температуре и давлении.
ПР(ВаСО3)=с (Ва+2)Чс(СО3-2).
Поскольку диссоциация протекает по схеме: ВаСО3↔Ва+2+СО3-2, то с(Ва+2)=с(СО3-2)=с(ВаСО3). Таким образом, с (Ва+2)=√ 8Ч10-9=8,9Ч10-5моль/л.
m(Ba+2)=MЧnЧ0,2=137Ч8,9Ч10-5Ч0,2=243,86Ч10-5 г≈2,4мг.
Ответ: масса ионов бария в насыщенном растворе барий карбоната ≈2,4мг.
11.(212) Для зашиты железа от коррозии часто применяют покрытие его другими металлами, в частности цинком и оловом. Разница в процессах коррозии оцинкованного и луженого железа будет обусловлена разной активностью металлов. Так, цинк более активный чем железо, При повреждениях защитного слоя возникает гальваническая пара Zn | Fe, где катодом является железо, а анодом –цинк. Электроны переходят от цинка к железу, где связываются молекулами кислорода (кислородная деполяризация). Цинк разрушается, железо остается защищенным до тех пор, пока не разрушится весь слой цинка.
Анод: Zn0-2e→Zn+2 катод: O2+2H2O +4e→4OH-
Коррозионное разрушение цинка в гальванической паре Zn | Fe приводит к образованию цинка гидроксида: 2Zn+2+4e→2Zn(OH)2.
Олово – менее активный металл, чем железо, поэтому при нарушении оловянного покрытия тоже образуется гальваническая пара, однако железо здесь будет выступать анодом и будет окисляться, а олово будет катодом.
Анод: Fe0-2e→Fe+2 катод: O2+2H2O +4e→4OH-
Таким образом, при нарушении оловянного покрытия скорость окисления железа значительно увеличится: 2Fe+2+4e→2Fe(OH)2.
12.(232) Электролиз водного раствора феррум(III)хлорида.
FeCl3↔Fe+3+3Cl-; H2O↔H++OH-
Таким образом, в растворе одновременно находятся ионы: Fe+3,Cl-, H+, OH-. К катоду направятся катионы: Fe+3, H+. Так как Феррум – металл средней активности, на катоде будет протекать одновременно два процесса восстановления: Fe+3+3е→ Fе0, 2H++2Че→Н02. На катоде будут восстанавливаться железо и водород.
К аноду направляются Сl - и ОН-. Происходит процесс окисления:
2Cl--2Чe→Cl02. Здесь образуется газообразный хлор. Гидроксид - ионы связываются с ионами феррума, образуют осадок бурого цвета феррум (III) гидроксид. В ходе электролиза раствора феррум(III) хлорида образуются следующие продукты: газообразные хлор и водород, железо, феррум (III) гидроксид. 4FeCl3+6H2O=3H2 + 6Cl2+2Fe(OH)3+2Fe. Расчитаем массу железа, которое выделится на катоде, по закону Фарадея:
m=MЧIЧt/Fz, где М –молярная масса вещества, I-сила тока, t-время в часах, F-число Фарадея, z - число электронов на один ион. I=9A, t=45 мин=0,75 ч F=26,8 Aчас/моль.
m=56Ч9Ч0,75/26,8Ч3=4,7г
Вычислим подобным образом массу выделяющегося на аноде хлора: 71Ч9Ч0,75/26,8Ч2= 8,94 г. переведем массу в объем: 22,4Ч8,94/71=2,8 л.
Ответ: на катоде образуется 4,7г железа, на аноде выделится 2,8 л хлора.
