Влияние концентрации, температуры, давления, природы, катализаторов

Для гетерогенных: величина поверхности раздела фаз, скорость подвода и отвода продуктов реакции

Принцип ЛеШателье — если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация, внешнее электромагнитное поле), то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия.

10.2

10.3

1) Уравнение р-ии: Al4C3 + 12HCl = 4AlCl3 + 3CH4|;

 

2) найдем массу HCl в р-ре: 550*0.1=55 г;

 

3) при уменьшении м.д. HCl в р-ре в 2 р. его м.д. сос-т 10%/2=5% или 0.05;

 

4) уменьшение м.д. HCl в р-ре обусловлено 2 факторами: а) расходом мол-л HCl в р-ии с Al4C3 и б) образ-м в рез-те р-ии мол-л AlCl3;

 

5) рассчитаем соот-ия масс Al4C3, HCl и AlCl3:

 

mAl4C3=1*144=144 г (x),

 

mHCl=12*36.5=438 г (y) и

 

mAlCl3=4*133.5=534 г (z), т.о. y=438/144=3.042*x, а z=534/144=3.7*x;

 

6) выражение для м.д. HCl выглядит так: (55-3.042*x)/(550-3.042*x+3.7*x)=0.05;

 

решая 6) находим х=8.9422 г;

 

Ответ: нужно добавить 8.9422 г Al4C3.

БИЛЕТ№11

11.1 Окислительно – восстановительные реакции- химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ (или ионов веществ), реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем (акцептором) и атомом-восстановителем (донором).

Виды окислительно–восстановительных реакций-1)межмолекулярная-окислитель и восстановитель входят в состав разных веществ.4Al+3O2-Al2O3.2)внутримолекулярная-окис-ль и вос-ль входят в состав 1-го вещества.2Cu(NO3)2-CuO+4NO2+O2.3)диспропроционирования-ок-ль и вос-ль идентичные атомы одного вещества(самоокисление и самовосстановление). Cl2+2NaOH-NaO+NaClO+H2O.

Методы расстановки коэффициентов в ОВР.

1) метод электронного баланса (МЭБ);-1)подсчитать степень окисления каждого элемента2)записать уравнение с указанием вычисленных степеней окисления.3)выделить элементы,степени которых изменились.4)составить элект.баланс.5)найти наименьшее общее кратное.6)вставить в уравнение найденные коэффиценты.

2) метод полуреакций.- 1. Определяем участников окислительно-восстановительного процесса.2) Выписываем участников овр в ионной форме.3) Уравниваем количество атомов.4) Определяем среду реакции.5) Уравниваем заряды.6) Теперь надо уравнять реакции восстановления и окисления между собой.7) Выписываем все реагенты с учетом коэффициентов и все продукты овр.8) Дописываем к каждому иону его “половинку” с учетом коэффициентов и сочетаем продукты реакции.9) Сокращаем одинаковые молекулы слева и справа.

11.2

11.3 MgCO₃ + H₂SO₄ = MgSO₄ + H₂O + CO₂
m(р-ра H₂SO₄) = 250 * 1,08 = 270 г
m(H₂SO₄ в р-ре) = 15 * 270: 100 = 40,5 г
М(H₂SO₄) = 1 * 2 + 32 + 16 * 4 = 98 г/моль
n(H₂SO₄) = 40,5: 98 = 0,413 моль
М(MgCO₃) = 24 + 12 + 16 * 3 = 84 г/моль
n(MgCO₃) = 8,4: 84 = 0,1 моль
H₂SO₄ - в избытке, расчет ведем по MgCO₃
М(MgSO₄) = 24 + 32 + 16 * 4 = 120 г/моль
m(MgSO₄) = (8,4 * 120 * 1): (84 * 1) = 12 г
М(СО₂) = 12 + 16 * 2 = 44 г/моль
m(СО₂) = (8,4 * 44 * 1): (84 * 1) = 4,4 г m(р-ра) = 8,4 + 270 - 4,4 = 274 г
w%(MgSO₄) = 12: 274 * 100 % = 4.38 %

БИЛЕТ№12

12.1

12.2. AlCl3 + 3NH4OH ->Al(OH)3+3NH4Cl
2Al(OH)3 (t)-> Al2O3 + 3H2O
Al2O3 + 2KOH + 3H2O->2K[Al(OH)4]
2K[Al(OH)4] + CO2 -> K2CO3 + 2Al(OH)3+ H2O

12.3 Реакция: Al4C3 + 12HCl = 4AlCl3 + 3CH4
Количество метана: n(CH4) = V/Vм = 6,72 л/22,4 л/моль = 0,3 моль. Его масса: m(CH4) = n*M=).3*16 = 4,8 г
Начальная масса хлороводорода: m1(HCl) = m1(р-ра) *w = 380 г*0,15 = 57 г
По уравнению реакции HCl затрачено в 4 раза больше, т. е. 1,2 моль.
Его масса: m2(HCl) = n*M= 1,2 моль*36,5 г/моль = 43,8 г. Остаток хлороводорода: 57 г-43,8 г = 13,2 г
Количество карбида алюминия - втрое меньше, чем метана, т. е. 0,1 моль.
Масса карбида: m(Al4C3) = n*M = 0,1 моль*156 г/моль = 15,6 г
Конечная масса раствора: 300 г + 15,6 г - 4,8 г = 310,8 г
Массовая доля хлороводорода в конечном р-ре: w(HCl) = 13,2 г/310,8 г = 0,0424, или 4,24%

БИЛЕТ№13

13.1 Раство́р — гомогенная (однородная) смесь, состоящая из частиц растворённого вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия. Раствори́мость — способность вещества образовывать с другими веществами однородные системы — растворы, в которых вещество находится в виде отдельных атомов, ионов, молекул или частиц. Вода как растворитель.
По отношению к воде все практически вещества можно разделить на две группы:
1. Гидрофильные (от греч. "филео" - любить, имеющие положительное сродство к воде). Эти вещества имеют полярную молекулу, включающую электроотрицательные атомы (кислород, азот, фосфор и др.). В результате отдельные атомы таких молекул также обретают частичные заряды и образуют водородные связи с молекулами воды. Примеры: сахара, аминокислоты, органические кислоты.
2. Гидрофобные (от греч. "фобос" - страх, имеющие отрицательное сродство к воде). Молекулы таких веществ неполярны и не смешиваются с полярным растворителем, каковым является вода, но хорошо растворимы в органических растворителях, например, в эфире, и в жирах. Примером могут служить линейные и циклические углеводороды. в т. ч. бензол. Значение воды в промышленности, химводоочистка на нефтехимических предприятиях, охрана водных ресурсов. В структуре водоотведения 35% приходится на все отрасли промышленности, кроме теплоэнергетики, 33% - на теплоэнергетику, 18% состовляют сбросы стоков с мелиорированных полей и 14%- сбросы коммунально-бытового хозяйства городов и сельских населенных пунктов.
Одним из главных потребителей воды являетсяорошаемое земледелие - 190 м3/год. Чтобы вырастить 1 т. хлопка, требуется 4-5 тыс. м3 пресной воды, 1 т. риса - 8 тыс. м3. При орошении большая часть воды расходуется безвозвратно. Водопотребление на орошение зависит от трех факторов: площадей полива, состава культур и техники полива.

13.2 2Fe+6H2SO4=Fe2(SO4)3+3SO2+6H2O

Fe2(SO4)3+6KOH=2Fe(OH)3+3K2SO4

2Fe(OH)3(t) = Fe2O3+3H2O

Fe2O3+Fe=3FeO

13.3 Дано:
m(раствора)=275 г
W%1=10%
W%2=15% (10*1,5)
Найти: m(CrO3)
m(H2CrO4)=275*10/100=27,5 г
CrO3 + H2O = H2CrO4
1 моль 1 моль
x моль х моль (по уравнению реакции 1:1)
М=100 г/моль М=118 г/моль
m=100х г m=118x г
m(H2CrO4)=27,5+118x г
m(раствора) = 275+100х г
Подставляем в формулу для расчета массовой доли
15% = (27,5+118х)*100%/(275+100х)
27,5+118х = 15х+41,25
103х = 41,25
х = 0,1335 моль оксида хрома нужно добавить для изменения концентрации в 1,5 раза
m(CrO3)=M*n = 100*0,1335 = 13,35 г

БИЛЕТ№14

14.1 Количественные характеристики растворов: 1) массовая доля растворённого вещества, которая равна отношению массы растворённого вещества к массе раствора; 2) молярная концентрация, показывающая число молей растворённого вещества в 1 литре раствора.

14.2 3Cu + 8HNO3(разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O

Элетролиз раствора Cu(NO3)2
А(+): 2 H2O - 4e ---> 4 H+ + O2 | 1 | - окисление
К(-): Сu2+ + 2e ---> Cu0 | 2 | - восстановление
2 Cu2+ + 2 H2O --эл. ток--> 2 Cu + 4 H+ + O2
2 Cu(NO3)2 + 2 H2O --эл. ток--> 2 Cu + 4 HNO3 + O2 2Na + O2 = Na2O2 Na₂O₂ + CO₂ Na₂CO₃

14.3 m1(H3PO4)p-pa = 1000 г
w1(H3PO4) = 50%
w2(H3PO4) = 75%

4P + 5O2 = 2P2O5 (1)
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4 (2)

Масса чистого вещества ортофосфорной кислоты H3PO4 в первом растворе
Масса чистого вещества H3PO4 в первом растворе
m1(H3PO4) = [m1(H3PO4)p-pa*w1(H3PO4)]/100% = [1000*50]/100 = 500 г
Пусть для получения 75%-ного раствора ортофосфорной кислоты H3PO4 необходимо добавить х моль оксида фосфора (V) P2O5.
n(P2O5) = х моль
Масса растворенного оксида фосфора (V) P2O5
m(P2O5) = n(P2O5)*M(P2O5) = 142x г
Количество вещества и масса образовавшейся в результате реакции (2) ортофосфорной кислоты Н3РО4
n2(H3PO4) = 2n(P2O5) = 2x моль
m2(H3PO4) = n2(H3PO4)*M(H3PO4) = 2x*98 = 196x г
Масса чистого вещества H3PO4 во втором растворе будет складываться из первоначальной массы чистого вещества H3PO4 в первом растворе и массы H3PO4, образовавшейся в результате реакции (2)
m3(H3PO4) = m1(H3PO4) + m2(H3PO4) = (500 + 196x) г
Масса второго раствора будет складываться из первоначальной массы раствора H3PO4 и массы растворенного в нем оксида фосфора (V) P2O5.
m2(H3PO4)p-pa = m1(H3PO4)p-pa + m(P2O5) = (1000 + 142x) г
w2(H3PO4) = m3(H3PO4)/m2(H3PO4)p-pa = (500 + 196x)/(1000 + 142x) = 0,75
(500 + 196x) = 0,75*(1000 + 142x)
Решая уравнение, получим
n(P2O5) = х ≈ 2,8 моль
Согласно уравнению реакции (1) количество вещества фосфора, необходимое для получения 2,8 моль оксида фосфора (V)
n(P) = 2n(P2O5) = 2*2,8 = 5,6 моль
Масса фосфора
m(P) = n(P)*M(P) = 5,6*31 = 173,6 г

БИЛЕТ№15

15.1 Элект.диссоциация-это распад электролита на ионы при его растворении или плавлении..

Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая характеризует склонность объекта диссоциировать (разделяться) обратимым образом на частицы, как, например, когда комплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль диссоциирует в водном растворе на ионы. Ионные уравнения реакций
Химические реакции в растворах электролитов (кислот, оснований и солей) протекают при участии ионов. Конечный раствор может остаться прозрачным (продукты хорошо растворимы в воде), но один из продуктом окажется слабым электролитом; в других случаях будет наблюдаться выпадение осадка или выделение газа. В ионных уравнениях по предложению французского химика К. -Л. Бертолле (1801 г.) все сильные хорошо растворимые электролиты записывают в виде формул ионов, а осадки, газы и слабые электролиты - в виде молекулярных формул. Образование осадков отмечают знаком "стрелка вниз" (↓), образование газов - знаком "стрелка вверх" (↑).

15.2 2Cu + O2 = 2CuO - оксид черного цвета.
CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O - красивый голубой раствор.
CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2 + 2NaCl - красивый, темно-голубой осадок. Сu(OH)2+4NH4OH=[Cu(NH3)4](OH)2+4H2O

15.3 Al4C3 + 12HCl = 4AlCl3 + 3CH4
m(HCl)=320*0.22=70.4 г
n(HCl)=70.4/36.5=1.9 моль - изб
n(CH4)=6.72/22.4=0.3 моль - недост
m(CH4)=0,3*16=4.8 г
n(HCl)прореаг.=4n(CH4)=1.2 моль
n(HCl)ост.=0,7 моль
m(HCl)ост.=0.7*36.5=25,55 г
n(Al4C3)=1/3n(CH4)=0.1 моль
m(Al4C3)=0,1*144=14,4 gramm
ω(HCl)= m(HCl)ост/(m(Al4C3)+m(р-ра HCl)-m(CH4))=25.55/(320+14.4-4,8)=25,55/329,6=0,0775 или 7,75%

БИЛЕТ№16 16.1Ио́нное произведе́ние воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н⁺ и ионов гидроксида OH⁻ в воде или в водных растворах.рН=-lg[H⁺]-показатель кислотности.pOH=-lg[OH^-]-показатель основности.

16.2 2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2 4Ag+O2=2Ag2O Ag2O + NH4OH = [Ag(NH3)2]OH + H2O 2[Ag(NH3)2]OH+H2S=Ag2S+4NH3+H2O

16.3 Пусть необходимый объем раствора аммиака будет х. массовая доля кислоты = масса кислоты / масса раствора 0.1=((200*1.38*0.4/63)-(х*0.926*0.2/17))*63/(200*1.38+х*0.926) х*0.926*0.1 + х*0.926*0.2 *63 /17 =200*1.38*0.3 х=0.779)=82.8 106.3 мл.

БИЛЕТ№17

17.1 Гидролиз солей-это взаимодействие ионов соли с молекулами воды,ведущие к образованию слабого электролита,изменяющ. кислотной среды

Степень гидролиза- Степень гидролиза. Показателем глубины протекания гидролиза является степень гидролиза. Доля вещества, подвергшегося гидролизу, называется степенью гидролиза.

Степень гидролиза зависит от температуры, концентрации соли, константы гидролиза.

17.2 1) SO2 + H2O2 = H2SO4;

2) 2H2SO4 (конц.) + Mg = MgSO4 + SO2↑ + 2H2O;

17.3 1) Составим уравнение химической реакции: SO3 + H2O = H2SO4 2) m(раствора)=V*плотность=2000мл*1.06=2120г
3) Рассчитаем массу серной кислоты, находившейся в исходном
растворе и получившейся из x моль оксида серы (VI): m 1(H2SO4) = m1 (раствора)· w 1(H2SO4) =

2120г*0.08=169.6г m (SO3) = n(SO3)· M(SO3) = 80x m2 (H2SO4) = n(H2SO4)· M(H2SO4) = 98x 4) Рассчитаем массу раствора и суммарную массу серной кислоты в нём: m2 (раствора) = m1 (раствора) + m(SO3) =2120г + 80x m3 (H2SO4) = m1 (H2SO4) + m2(H2SO4) =169.6г+ 98x
5) Найдём массу SO3, необходимую для растворения: w 2 (H2SO4) = m3 (H2SO4)/m2(раствора) 0,2 = (169.6+98x)/(2120+80x) x = 3.1моль,
m(SO3) =3.1моль·80г =248г.

БИЛЕТ№18

18.1 Электрохимия – наука, которая изучает химические процессы, проходящие под действием электрического тока, а также процессы, в результате которых энергия химических реакций преобразуется в электрическую энергию.

ОСНОВЫ-

Электролиз расплавов и растворов (солей и щелочей).-Электролиз-это восстановительные процессы,протекающие на электродах при пропускании через их расплав или р-х эл.тока.

Эл.расплав-на катоде всегда восстанавливаются катионы металлов,а но аноде окисляются анионы кислотных остатков.

Эл.раствора-восстановление на катоде-если Ме до Al то восстанавливается H2),если после Al до H то Ме +Н2О,если после Н то Ме.

На аноде-окисление зависит от материала анода.нераст.и раств.

Нераств-безкислородной кислоты то A^n—ne=A⁰ и ОН^—4e=2H2O+O2

Кислородосодержащие: 2Н2О-4е=О2+4Н

18.2 3Mg+N2 -> Mg3N211
Mg3N2 +6HOH -> 3Mg(OH)2 + 2NH3
2NH3+H2SO4 -> (NH4)2SO4
(NH4)2SO4+Ba(NO3)2 > BaSO4 + 2NH4NO3

18.3 M в-ва (H3PO4) = 300 x 0,2 = 60г
Пусть х - масса оксида фосфора, тогда
60+x / 300+x = 0,4
120 + 0,4x = 60 + x
60 = 0,6 x
x = 100
Ответ: 100г

БИЛЕТ№19

19.1 Коррозия-это самопроизвольный протекающий процесс разрушения металлов при взаимодействие их с окр.средой.(О2,Н2О,СО2..)

Защита-защитные слои(хим.покрытия,поверх.пленки),хромирование,цинкование,эл.протекторная,+более акт.Ме, катодная, специальная обработка электролита или среды.

19.2 ZnO+2HCl=ZnCl2+H2O
ZnCl2+2NaOH=Zn(OH)2+2NaCl
Zn(OH)2+2NaOH=Na2ZnO2+2H2O
Na2ZnO2+2HNO3=2NaNO3+Zn(OH)2

19.3 S + O2 = SO2
SO2 + H2O = H2SO3
W=m(в)/m(р),m(р)=m(в)+m(р)

82x/1500+82x = 0.01
82x = 15 + 0.062x
x = 0.183
m(S) = 32*0.183=5,856

БИЛЕТ№20

20.1 Металлами являются вещества, характеризующиеся в обычных условиях высокими электро- и теплопроводностью, ковкостью, «металлическим» блеском, непрозрачностью и другими свойствами, обусловленными наличием в их кристаллической решетке большого количества не связанных с атомными ядрами подвижных электронов проводимости. Ме гл.подгрупп-1-2 электрона на внешнем уровне,1электрон содержат те Ме в которых провал электронов наблюдаются Ме поб.подгрупп на d подуровне 4 или 9 электронов.радиус Ме>радиуса неМе.Ме всегда отдают электроны,явл-ся восстановителями.

20.2 Простое вещество жёлтого цвета - это сера.
горение серы: S + O2 = SO2
Обжиг пирита: 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2
пирит с серной кислотой: FeS2 + H2SO4 = FeSO4 + H2S + S
SO2 + 2H2S = 2H2O + S

20.3 CaCO3, было 10г или 10/100 = 0.1моль (100г/моль -- молярная масса CaCO3. 40+12+16*3)
соляная кислота: масса раствора 150*1.04= 156г, масса HCl 156*0.09 = 14.04г, кол-во вещества 14.04/36.5=0.385 моль.
уравнение реакции: CaCO3 + 2HCl >> CaCl2 + CO2 + H2O. причём CO2 улетит. по уравнению кол-во HCl должно быть вдвое больше чем CaCO3. т. е. CaCO3 в недостатке, с ним прореагирует 0.2 моль HCl и 0.385-0.2=0.185 моль HCl останется. из раствора улетит 0.1 моль CO2
массовая доля HCl будет: (масса оставшегося HCl) / (масса раствора)
масса оставшегося HCl = 0.185*36.5=6.753г
масса раствора: 156 (сколько было) + 10 (масса CaCO2) - 0.1*44 (масса улетевшего CO2) = 161.6 г
итого: 6.753/161.6 = 0.0418 или 4.18%

Билет 21.

21.1 В Периодической системе они следуют сразу за инертными газами, поэтому особенность строения атомов щелочных металлов заключается в том, что они содержат один электрон на внешнем энергетическом уровне: их электронная конфигурация ns¹. Очевидно, что валентные электроны щелочных металлов могут быть легко удалены, потому что атому энергетически выгодно отдать электрон и приобрести конфигурацию инертного газа. Поэтому для всех щелочных металлов характерны восстановительные свойства. Это подтверждают низкие значения их потенциалов ионизации (потенциал ионизации атома цезия — самый низкий) иэлектроотрицательности (ЭО). Как следствие, в большинстве соединений щелочные металлы присутствуют в виде однозарядныхкатионов. Однако существуют и соединения, где щелочные металлы представлены анионами

21.2) CuCl2(электролиз) =Cu+Cl2

Cu+4HNO3=CU(NO3)2+2NO2+2H2O

2NaOH+2NO2=NaNO3+NaNO2+H2O

3Cl2+6NaOH=NaClO3+5NaCl+3H2O

 

21.3

 

Билет 22.

22.1 В главную подгруппу II группы входят бериллий Be, магний Mg, кальций Са, стронций Sr, барий Ва, радий Ra. Из них кальций, стронций, барий относятся к семейству щелочноземельных металлов.
Это s-элементы. В виде простых веществ типичные металлы. На внешнем уровне имеют по два электрона. Отдавая их, они проявляют в соединениях степень окисления +2. В окислительно-восстановительных реакциях все металлы подгруппы ведут себя как сильные восстановители, однако несколько более слабые, чем щелочные металлы. Это объясняется тем, что атомы металлов II группы имеют меньшие атомные радиусы, чем атомы соответствующих щелочных металлов, расположенных в тех же периодах. Это связано с некоторым сжатием электронных оболочек, так как s-подуровень внешнего электронного слоя у них завершен, поэтому электроны ими удерживаются сильнее.

22.2 Cu +Cl₂ = CuCl₂

CuCl₂ + 2KOH = Cu(OH)₂ + 2KCl

tCu(OH)₂ = CuO + H₂O

t⁰2CuO + C = 2Cu + CO₂ (возможно написание CO)

22.3 Дано:

m (CaC2) = 12,8 г

ρ р-ра (HBr) = 174 мл

w р-ра(HBr) = 20 %

ρ р-ра (HBr) = 1,12 г \ мл

Найти:

w р-ра(CaBr2)

Решение:

m(р-ра HBr) = V(HBr) ∙ ρ (р-ра HBr) = 174 г ∙ 1,12 г \ мл = 194,88 г

m(HBr) = m(р-ра) ∙ w(р-ра) \ 100%

m(HBr) = 194,88 г ∙ 20% \ 100% = 39 г

12,8 г 39 г х г

CaC2 + 2HBr = CaBr2 + C2H2

64 г 162 г 200 г

Произведем расчет на нахождения недостатка по массе:

n = m \М

n (CaC2) = 12,8 \64 = 0,20 моль (недостаток)

n (HBr) = 39 \162 = 0,24 моль (избыток)

Вычислим массу соли (расчет на недостаток):

12,8 г --- х г

64 г --- 200 г

х = 12,8 г ∙ 200 г\64 г = 40 г

найдем массовую долю соли в растворе:

w(р-ра) = m(р.в.) ∙ 100%\ m(р-ра) = 40 г ∙ 100% \194.88г = 20,5%

Ответ: w р-ра(CaBr2) = 20,5%

 

Билет 23.

23.1 Алюминий — основной представитель металлов главной под­группы III группы Периодической системы. Свойства его анало­гов — галлия, индия и таллия — напоминают свойства алюминия, поскольку все эти элементы имеют одинаковую электронную конфигурацию внешнего уровня ns²nр¹ и могут проявлять степень окисления +3. Алюминий - самый рас­пространенный металл на Земле (3-е место среди всех элемен­тов; 8% состава земной коры). В виде свободного металла в при­роде не встречается; входит в состав глиноземов (Аl₂О₃), бокситов (Аl₂О₃ • xН₂О). Кроме того, алюминий обнаруживается в виде силикатов в таких породах, как глины, слюды и полевые шпаты.

23.2 2Ca3(PO4)2 + 10C (кокс) + 6SiO2 = 6CaSiO3 + P4 + 10CO

P4 + 3NaOH + 3H2O= 3NaH2PO2 + PH3↑

2PH3 + 4O2 = P2O5 + 3H2O (H3PO4)

H3PO4 (разб.) + 3AgNO3 = Ag3PO4↓ + 3HNO3

23.3) масса HCl = 150х1.163=174.45 г

масса чистого HCl = 174.45х0.2=34.89г

немного не вишло. я просто на к-стве HCl заоокруглил

было интересно)

масса всего раствора = 182.33 г

к-ство BaCO3 = 7.88/197= 0.04 моль

к-ство HCl= 34.89/36.5=0.95 моль

тогда массовая доля 31.755/182.33= 0.1741=17.41%

масса HCl= 0.87х36.5=31.755 г

0.95-0.08=0.87 моль

Билет 24.

1) В побочных подгруппах восстановительные свойства металлов с увеличением порядкового номера чаще всего уменьшаются.Это можно объяснить тем, что на прочность связи валентных электронов с ядром у атомов этих металлов в большей степени влияет величина заряда ядра, а не радиус атома. Величина заряда ядра значительно увеличивается, притяжение электронов к ядру усиливается. Радиус атома при этом хотя и увеличивается, но не столь значительно, как у металлов главных подгрупп.Простые вещества, образованные химическими элементами — металлами, и сложные металлосодержащие вещества играют важнейшую роль в минеральной и органической «жизни» Земли. Достаточно вспомнить, что атомы (ионы) элементов металлов являются составной частью соединений, определяющих обмен веществ в организме человека, животных. Например, в крови человека найдено 76 элементов, из них только 14 не являются металлами. В организме человека некоторые элементы-металлы (кальций, калий, натрий, магний) присутствуют в большом количестве, т. являются макроэлементами. А такие металлы, как хром, марганец, железо, кобальт, медь, молибден присутствуют в небольших количествах, т. е. это микроэлементы.

2) 2Al+3H2SO4=Al2(SO4)3+3H2

Al2(SO4)3+2NaOH=2AlOHSO4+Na2SO4

2AlOHSO4+2NaOH=[Al(OH)2]2SO4+Na2SO4

2[Al(OH)2]2SO4+4NaOH=4Al(OH)3+2Na2SO4

2Al(OH)3=Al2O3+3H2O

Al2O3+Na2CO3(t) =2NaAlO2+CO2

 

.......

24.3

 

Билет25.

25.1 Железо находится в в 4 приоде большом в побочной подгруппе 8.

у железа должно быть 4 электронных слоя

первый заполнен 2е

второй заполнен 8е

на внешнем слое 2е

на последнем слое 14 е

в химических связях железо всегда востановитель

степень окисления +2 и +3

железо-мягкий пластичный металл серебристового цвета,тяжёлый,его температура плавления 1539С. ОСОБЫЕ ВОЙСТВА-МАГНИТНЫЕ.

 

2)

 

 

3) Al4C3+12HCl=4AlCl3+3CH4
Очевидно,что HCl находится в избытке.
n(CH4)=V/Vm=2,24/22,4=0,1 моль
n(прореагировавшей HCl)=n(CH4)*4=0,1*4=0,4 моль
m(прореагировавшей HCl)=n(HCl)*M(HCl)=0,4*36,5=14,6 г
m(чистой HCl)=m(раствора)*w(массовую долю HCl)=150*12%=18 г
m(непрореагировавшей HCl)=m(HCl)-m(прореагировавшей HCl)=18-14,6=3,4 г
m(непрореагировавшей H2O)=m(раствора)-m(HCl)=150-18=132 г
n(AlCl3)=n(CH4)*4/3=4/30 моль
m(AlCl3)=n(AlCl3)*M(AlCl3)=4/30*133,5=17,8 г
w(массовая доля AlCl3)=m(AlCl3)/m(раствора)=17,8/(3,4+132+17,8)=0,1162(11,62%)

Билет 26

 

 

Хром - элемент побочной подгруппы шестой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева, с атомным номером 24. Обозначается символом Cr (лат. Chromium). Простое вещество хром (CAS-номер: 7440-47-3) - твёрдый металл голубовато-белого цвета.

 

26.2 4NH3+5O2=4NO+6H2O

2NO+O2=2NO2

4NO2+2H2O+O2=4HNO3

NaOH+HNO3=H2O+NaNO3

 

26.3 Находим массу кислоты в первоначальном растворе
m(H2SO4) = 250*15/100 = 37,5 г

SO3 + H2O = H2SO4
х моль х моль количество вещества одинаково (по уравнению)
М=80 г/моль М=98 г/моль
m=80*x г m = 98*x г
Находим количество оксида серы, которое нужно добавить
W% = m(вещества) * 100%/m(раствора)
m(вещества) = 37,5 + 98х
m (раствора) = 250 + 80х
подставляем все в формулу
30% = (37,5+98х)*100/(250+80х)
7500 + 2400х = 3750 + 9800х
х=0,507 моль
m(SO3) = M*n = 80*0,507 = 40,56 г

Билет 27.

27.1 Элементы с неметаллическими свойствами находятся в IIIA-VIIA - группах Периодической системы:

Обычно среди неметаллов рассматривают также водород Н, хотя это не совсем точно, поскольку водороду присущи как неметаллические, так и металлические химические свойства.

Общая электронная формула атомов неметаллов ns ² np ¹⁻⁵, этому соответствует большое разнообразие степеней окислениянеметаллов в соединениях. Характерной особенностью неметаллов является большее (по сравнению с металлами) число электронов на внешнем энергетическом уровне их атомов. Это определяет их большую способность к присоединению дополнительных электронов и проявлению высокой окислительной активности. Вот почему значения электроотрицательности у них велики. Отсюда многообразие в химических свойствах и способах получения неметаллов.

Другая характерная особенность неметаллов - стремление образовывать ковалентные связи с атомами других неметаллов и амфотерных элементов. Поэтому и простые вещества и соединения неметаллов имеют ковалентное строение.

В свободном виде встречаются газообразные вещества - F₂, Cl₂, O₂, N₂ и Н₂, твердые - I₂, At, S, Te, P, As, C, Si и В, при комнатной температуре известен один жидкий неметалл - бром Br₂.

Нередко для неметаллов наблюдается аллотропия, например у кислорода (О₂ и О₃) и углерода

27.2. 1) Осадок бурого цвета - Fe(OH)3, при прокаливании обр-ий Fe2O3: 2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O;

 

2) далее, на катоде выд-ся металлическое железо и H2; металлическое железо восстанавливает Fe2O3 до FeO (побочный продукт при избытке Fe2O3 - Fe3O4): Fe2O3 + Fe = 3FeO или 4Fe2O3 + Fe = 3Fe3O4;

 

4) на аноде выд-ся Cl2, кот-й реаг-т с H2, выд-ся на катоде, при освещении со взрывом: H2 + Cl2 (+hv) = 2HCl.

27.3. В данном случае параллельно протекают две реакции.

Вторая протекает по мере образования гидроксида алюминия Al(OH)3, с которым и взаимодействует азотная кислота.

 

1) Al4C3 + 12H2O --> 4Al(OH)3 + 3CH4

2) Al(OH)3 + 3HNO3 --> Al(NO3)3 + 3H2O

 

Процесс можно описать суммарной реакцией:

Al4C3 + 12HNO3 --> 4Al(NO3)3 + 3CH4

 

Теперь сухой математический расчёт.

 

m(HNO3) = 150*0,21 = 31,5 (г)

 

Необходимо уменьшить массовую долю кислоты в три раза, значит, должно остаться:

 

31,5/3 = 10,5 (г)

 

Т.е. на взаимодействие с карбидом ушло:

 

31,5 - 10,5 = 21 (г)

 

Теперь надо найти кол-во кислоты, вступившей в реакцию:

 

v = m/M

v(HNO3) = m(HNO3)/M(HNO3) = 21/63 = 1/3 (моль)

 

Согласно уравнению реакции, кол-во карбида в 12 раз меньше кол-ва кислоты:

 

v(Al4C3) = 1/12 v(HNO3) = 1/36 (моль)

 

Масса карбида алюминия равна:

 

m = v*M

m(Al4C3) = v(Al4C3) * M(Al4C3) = 144 * 1/36 = 144/36 = 4 (г)

 

Ответ: m(Al4C3) = 4 г.

 

 

Билет 28.

28.1 В подгруппу галогенов входят фтор, хлор, бром, иод и астат (ас­тат - радиоактивный элемент, изучен мало). Это р-элементы VII группы периодической системы Д.И. Менделеева. На внешнем энергетичес­ком уровне их атомы имеют по 7 электронов ns2np5. Этим объясняется общность их свойств.

Они легко присоединяют по одному электрону, проявляя степень окисления -1. Такую степень окисления галогены имеют в соединениях с водородом и металлами.

 

Однако атомы галогенов, кроме фтора, могут проявлять и положительные степени окисления: +1, +3, +5, +7. Возможные значения степеней окисления объясняются электронным строением

Будучи наиболее электроотрицательным элементом, фтор может только принимать один электрон на 2р-подуровень. У него один неспаренный электрон, поэтому фтор бывает только одновалентным, а степень окисления всегда -1.

У атома хлора один неспаренный электрон на 3р-подуровне и обычном (невозбужденном) состоянии хлор одновалентен. Но посколь­ку хлор находится в третьем периоде, то у него имеется еще пять орбиталей 3d-подуровня, в которых могут разместиться 10 электронов.

 

В возбужденном состоянии атома хлора электроны переходят с 3p - и 3s-подуровней на 3d-подуровень (на схеме показано стрелками). Разъединение (распаривание) электронов, находящихся в одной орбитали, увеличивает валентность на две единицы. Очевидно, хлор и его аналоги (кроме фтора) могут проявлять лишь нечетную переменную валентность 1, 3, 5, 7 и соответствующие положительные степени окисления. У фтора нет свободных орбиталей, а значит, при химических реакциях не происходит разъединения спаренных электронов в атоме. Поэтому при рассмотрении свойств галогенов всегда надо учитывать особенности фтора и соединений.

 

Водные растворы водородных соединений галогенов являются кислотами: НF — фтороводородная (плавиковая), НСl — хлороводородная (соляная), НВr — бромводородная, НI — йодоводородная.

28.2 1. CaCO3----t--->CaO(твердый остаток)+CO2

2. CaO+H2O=Ca(OH)2

3. Ca(OH)2+CO2=CaCO3(осадок белого цвета)+H2O

4. CaCO3+CO2+H2O=Ca(HCO3)2

28.3 4P + 5O2 = 2P2O5 (1)

P2O5 + 3H2O = 2H3PO4 (2)

Масса чистого вещества ортофосфорной кислоты H3PO4, содержащаяся в 300 г 15% раствора H3PO4

m1(H3PO4) = m1(р-ра) *w1(H3PO4) = 300*0,15 = 45 г

Пусть в результате второй реакции прореагировало х моль оксида фосфора (V)

n(P2O5) = x моль

Масса прореагировавшего оксида фосфора (V)

m(P2O5) = n(P2O5)*M(P2O5) = 142x

Масса прореагировавшего оксида фосфора (V) – это масса растворенного в первоначальном растворе оксида фосфора (V). Именно на эту массу увеличится масса полученного раствора.

Масса полученного раствора

m2(р-ра) = m1(р-ра) + m(P2O5) = 300 + 142 х

Согласно уравнению второй реакции количество вещества образовавшейся ортофосфорной кислоты H3PO4

n(H3PO4) = 2n(P2O5) = 2x

Масса образовавшейся в результате второй реакции ортофосфорной кислоты H3PO4

m2(H3PO4) = n(H3PO4)*М (H3PO4) = 2х*98 = 196х

Масса чистого вещества ортофосфорной кислоты H3PO4 в полученном растворе

m(H3PO4) = m1(H3PO4) + m2(H3PO4) = 45 + 196х

Массовая доля полученного раствора

w2(H3PO4) = m(H3PO4)/m2(р-ра) = (45 + 196х) /(300 + 142 х) = 0,4

Получили уравнение

45 + 196х = 0,4*(300 + 142 х)

139,2х = 75

n(P2O5) = х = 0,54 моль

Согласно уравнению первой реакции количество вещества прореагировавшего фосфора

n(P) = 2n(P2O5) = 2*0,54 = 1,08 моль

Масса прореагировавшего фосфора

m(P) = n(P)*A(P) = 1,08*31 = 33,48 г

 

Билет 29.

29.1 Кислород — элемент 16-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы VI группы), второго периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 8. Обозначается символом O (лат. Oxygenium). Кислород — химически активный неметалл, является самым лёгким элементом из группы халькогенов. Простое вещество кислород (CAS-номер: 7782-44-7) при нормальных условиях — газ без цвета, вкуса и запаха, молекула которого состоит из двух атомов кислорода (формула O2), в связи с чем его также называют дикислород. Жидкий кислород имеет светло-голубой цвет, а твёрдый представляет собой кристаллы светло-синего цвета.

Сильный окислитель, взаимодействует практически со всеми элементами, образуя оксиды. Степень окисления −2. Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры. Пример реакций, протекающих при комнатной температуре:

Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной степенью окисления:

Окисляет большинство органических соединений:

При определённых условиях можно провести мягкое окисление органического соединения:

Кислород реагирует непосредственно (при нормальных условиях, при нагревании и/или в присутствии катализаторов) со всеми простыми веществами, кроме Au и инертных газов (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); реакции с галогенами происходят под воздействием электрического разряда или ультрафиолета. Косвенным путём получены оксиды золота и тяжёлых инертных газов (Xe, Rn). Во всех двухэлементных соединениях кислорода с другими элементами кислород играет роль окислителя, кроме соединений со фтором.

Кислород образует пероксиды со степенью окисления атома кислорода, формально равной −1.

Например, пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде:

Некоторые оксиды поглощают кислород

 

Сильный окислитель, взаимодействует практически со всеми элементами, образуя оксиды. Степень окисления −2. Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры. Пример реакций, протекающих при комнатной температуре:

Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной степенью окисления:

Окисляет большинство органических соединений:

При определённых условиях можно провести мягкое окисление органического соединения:

Кислород реагирует непосредственно (при нормальных условиях, при нагревании и/или в присутствии катализаторов) со всеми простыми веществами, кроме Au и инертных газов (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); реакции с галогенами происходят под воздействием электрического разряда или ультрафиолета. Косвенным путём получены оксиды золота и тяжёлых инертных газов (Xe, Rn). Во всех двухэлементных соединениях кислорода с другими элементами кислород играет роль окислителя, кроме соединений со фтором.

Кислород образует пероксиды со степенью окисления атома кислорода, формально равной −1.

Например, пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде:

Некоторые оксиды поглощают кислород

29.2 Zn + HNO3(разб.) = Zn(NO3)2 + NH3 + H2O Zn(NO3)2 + 2KOH = Zn(OH)2 + 2KNO3 Zn(OH)2 + 2KOH = K2[Zn(OH)4]

29.3. BaCO3+2HBr=BaBr2+CO2+H2O

M(BaCO3)=197г/моль, M(HBr)=81г/моль, M(BaBr2)=297г/моль

150*0.2=30мл m(HBr)=30мл *1.12г/мл=33,6г

n(BaCO3)=1.97/197=0.01моль

n(HBr)=33.6/81=0.41 моль 0.01<0.041; если n(BaCO3)=n(BaBr2),

тогда n(BaBr2)=0.01моль m=n*M = 0.01*297=2.97г

1.97+33.6=35.57г р-р

w%=2.97/35.57*100=8.35%

 

Билет 30.

30.1 Азот находится во втором периоде в VA-подгруппе.

2) На внешнем энергетическом уровне находится 5 электронов. Электронная конфигурация: 1s2|2s2|2p3. Может образовывать три связи за счет трех неспаренных электронов и одну донорно-акцепторную связь за счет неподеленной электронной пары.

3) Простое вещество азот - бесцветный газ без запаха, немного легче воздуха. Состоит из двух атомов азота: N2. Мало растворим в воде (в 100 объемах воды растворяется 2,5 объема азота при н.у.). Для разрыва тройной связи в молекуле азота необходимо приложить 942 кДж энергии. Не образует аллотропных модификаций.

4) При н.у. азот является нереакционно способным. Реагирует только с литием с образованием нитрида: 6Li + N2 = 2Li3N.

При повышенной температуре реагирует с некоторыми металлами, образуя нитриды:

3Mg + N2 --(t°)--> Mg3N2.

3Ca + N2 --(t°)--> Ca3N2,

реагирует с неметаллами при еще большей температуре или при большом давлении и в присутствии катализатора:

N2 + O2 --(2000°C)--> 2NO

N2 + 3H2 --(Fe, 450°C, 100 атм.)--> 2NH3

5) В основном азот находится в атмосфере в виде молекулярного азота. Известны минералы, содержащие азот (например, селитры - NaNO3, KNO3, Ca(NO3)2.

6) Получают из:

• Жидкого воздуха.

• Нитрита аммония: NH4NO2 --(t°C)--> N2 + 2H2O.

• Взаимодействием некоторых металлов с разбавленной азотной кислотой:

5Zn + 12HNO3(разб.) = 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O

7) Азот N2, аммиак NH3 и соли аммония, оксиды азота N2O, NO, N2O3, NO2, N2O4, N2O5, азотистая кислота HNO2 и нитриты, азотная кислота HNO3 и нитраты.

 

1) Фосфор находится в третьем периоде в VA-подгруппе.

2) Аналогично азоту, на внешнем энергетичеком уровне находится 5 электронов. Электронная конфигурация 1s2|2s2|2p6|3s2|3p3. Аналогично азоту, может образовывать три связи за счет трех неспаренных электронов и четыре за счет неподеленной электронной пары. В отличие от азота, может образовывать пять связей.

3) В отличие от азота фосфор образует несколько аллотропных модификаций: белый, желтый, красный, черный, металлический фосфор. Все они - твердые вещества, нерастворимые в воде.

4) Фосфор является более реакционно способным, чем азот. Реагирует с металлами при нагревании, образуя фосфиды:

3Ca + 2P --(t°)--> Ca3P2

3Li + P --(t°)--> Li3P

Окисляется простыми и сложными веществами:

4P + 5O2 = 2P2O5

2P + 5Cl2 = 2PCl5

3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO

5) Фосфор распространен преимущественно в виде минералов (фосфорит Ca3(PO4)2, апатит и др.)

6) Получают из минерала фосфорита, прокаливая его с песком и углем:

Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 --(1600°C)--> 3CaSiO3 + 5CO + 2P

7) Белый фосфор Р4, красный и черный фосфор Р, фосфин РН3 и соли фосфония, оксиды фосфора Р2О3 и Р2О5, фосфористая и ортофосфорная кислоты Н3РО3 и Н3РО4, ортофосфаты, другие фосфорные кислоты.

 

30.2 1)2H2S+SO2=3S+2H2O;

2)Fe+S=FeS;

 

3)4FeS+7O2=2Fe2O3+4SO2;

 

4)Fe2O3+2Al=Al2O3+2Fe.

 

30.3